Металлы в неорганической химии

Обновлено: 16.05.2024

Положение в периодической системе

1. Типичные металлы – s - элементы: IА - IIА группы (искл.Н)

2. Нетипичные металлы: р-элементы: IIIА гр. (кроме В), IV гр – Ge , Sn , Pb ; V гр.- Sb , Bi ; VI гр.- Po .

3. Переходные металлы: d -элементы – все элементы побочных подгрупп; f - элементы: лантоноиды, актиноиды.

У атомов металлов небольшое количество электронов (ē) на внешнем энергетическом уровне и большие радиусы атомов ( R )

Кристаллическая решетка – металлическая: состоит из чередующихся в пространстве атомов и положительных ионов, внутри-общие электроны– «электронный газ».

Тип химической связи – металлическая.

Металлические (восстановительные) свойства в группе (А п/гр) усиливаются (растет R атома _, и электроны легче отрываются), в периоде – ослабляются (растет заряд ядра, электроны внешнего уровня сильнее удерживаются).

Восстановительные свойства уменьшаются (активность металлов уменьшается)

Li, Cs,Rb,K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Co, Sn, Ni, Pb, H₂_, Cu, Ag, Hg, Pt, Au

Физические свойства

Наличие свободных электронов обуславливает:

Металлический блеск (непрозрачность)-ē отражают световые лучи, большинство металлов в порошкообразном состоянии теряют свой блеск, за исключением алюминия и магния.
Цвет Большинство металлов светло-серого цвета (Исключение: золото - желтое, медь- красная, цезий - светло-желтый)
Электропроводность (свободные ē приобретают направленное движение) Лучшие проводники электричества: Cu , Ag , далее Au , Al , Fe. С повышением температуры – электропроводность понижается, т.к. усиливаются колебания атомов, электронам трудно перемещаться.
Теплопроводность
Пластичность
Плотность ( Самый легкий - Li , самые тяжелые - Os и Ir)
Температура плавления ( самый легкоплавкий - Hg −39 °C , самый тугоплавкий – W 3410 °C )
Твердость (щелочные металлы можно резать ножом, самый твердый – Cr) Большинство металлов твердые, за исключением ртути и ,условно, франция.

Получение

· Пирометаллургия- получение из руд при высоких температурах при взаимодействии с хорошими восстановителями (H₂, CO,C и др.)

Выделяют два этапа: 1) Обжиг металлсодержащей руды; 2) Получение чистого металла

· Металлотермия- восстановление металлами (алюминотермия, кальцийтермия, магнийтермия и т.д.):

· Гидрометаллургия- соединения металлов переводят в раствор и восстанавливают:

· Электрометаллургия – электролиз растворов и расплавов:

Запомнить: Алюминий получают из оксида (глинозема, бокситов и т.д.) в расплаве криолита Na ₃ AlF ₆

Запомнить: Металлы никогда не вытесняют из Н N О_3(к) H ₂ SO _4(к) водород; они пассивируют Al , Cr , Fe

в) Взаимодействие с солями ( более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей )
CuCl ₂ + Fe = FeCl ₂ + Cu;
- но если металл взаимодействует с водой, то
CuCl ₂ +2К +2 H ₂ O = 2К Cl + Cu (ОН)₂↓+ Н₂↑; т.к.: 1) 2К + 2 H ₂ O = 2КОН+ Н₂ 2) CuCl ₂ +2КОН= Cu (ОН)₂↓+ 2К Cl
г) Взаимодействуют с оксидами металлов и неметаллов:

е)Другое:
Между собой образуют интерметаллические соединения, сплавы: Na ₂ Sb
С органическими веществами ( со спиртами, фенолами, карбоновыми кислотами и др. )

Классификация неорганических веществ

Химические вещества можно разделить на две группы: простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О₂, P₄).

Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H₃PO₄).

Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ) расположены либо в главной подгруппе, либо в побочной. В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к какой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например , в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии, элемент номер 31, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ. К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ. Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.

Основные классы сложных веществ — это оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2 . Например, оксид лития Li₂O, оксид железа (II) FeO.

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 , а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO .

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N₂O и SiO .

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например , магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe₂O₃.

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл . Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды:

основному оксиду соответствует гидроксид основание ,

кислотному оксиду соответствует гидроксид кислота ,

амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид .

Например , оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH)₂.

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H₂CrO_4, и кислотный остаток хромат-ион CrO₄ 2- .

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например : N₂O₅ + H₂O → H₂N₂O₆, делим на 2, получаем HNO₃. Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например : оксид P₂O₅, мета-форма: HPO₃. Добавляем воду, орто-форма: H₃PO₄. Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

Оксид хрома (III) — Cr₂O₃ — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH)₃ = HCrO₂, кислотный остаток хромит: CrO₂ — .

Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:

Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH — .

Основания можно разделить на растворимые в воде ( щелочи ), нерастворимые в воде, и разлагающиеся в воде .

К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH ) , с двумя – двухкислотные (Ca(OH)₂) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH)₃) .

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H₃O + (H + ). Кислоты состоят из водорода H + и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы: одноосновные (HNO₃), двухосновные (H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄) и т.д.

По содержанию атомов кислорода кислоты бывают бескислородные ( например , соляная кислота HCl) и кислородсодержащие ( например , серная кислота H₂SO₄).

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.

Сильные кислоты. К ним относятся:

Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI . Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ и др.

Слабые кислоты . К ним относятся:

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием. Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная. Если 1 или 0 — то кислота слабая.

Например : HClO: 1-1 = 0, следовательно, кислота слабая.

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH₄ + ) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания, то соли делят на средние , кислые и основные .

Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла ( например , Na₂CO₃, K₃PO₄).

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов ( например , NaHCO₃, K₂HPO₄).

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты ( например , малахит (CuOH)₂CO₃).

По числу катионов и анионов соли разделяют на:

Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа ( например , хлорид кальция CaCl₂).

Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа ( например , алюмокалиевые квасцы – KAl(SO₄)₂).

Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа ( например , хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl).

По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.

Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды ( например , декагидрат сульфата натрия Na₂SO₄·10 H₂O).

Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K₃[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄]Cl₂).

Помимо основных классов неорганических соединений, существуют и другие.

Например , бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭН_х – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например , гидрид натрия NaH.

Летучие водородные соединения Н_хЭ – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например , аммиак NH₃, фосфин PH₃.

Тренировочный тест «Классификация неорганических веществ» 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

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: ns 1 , 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:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

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

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.

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:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

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:

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

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

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

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:

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:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

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:

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

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

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

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):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

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.

Пероксиды щелочных металлов

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:

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

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

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

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

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

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

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

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

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

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:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

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

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:

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:

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:

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:

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

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:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

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:

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

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

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

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:

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:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

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

Химические свойства металлов

Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.

20 декабря 2021

· Обновлено 20 декабря 2021

Ждём вас 8 октября в 13:00. Вместе с педагогами, психологами и другими экспертами в образовании и воспитании ответим на главные вопросы мам и пап.

Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.

В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).

Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.

Ряд активности металлов

Металлы средней активности

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

оксид образует только литий

натрий образует пероксид

калий, рубидий и цезий — надпероксид

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

С галогенами металлы образуют галогениды:

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

Металлы IIА группы

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют неактивные металлы?

С чем связаны восстановительные свойства металлов?

Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

Как металлы реагируют с кислотами?

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Простые и сложные вещества

Из этой статьи вы узнаете, какие вещества называются простыми, а какие сложными, в чем их различия и особенности строения.

· Обновлено 8 июня 2022

Прежде чем переходить к понятиям простых и сложных веществ и к их строению, давайте вспомним, что такое химический элемент.

Химический элемент — это группа атомов с одинаковым зарядом ядра, который обусловливает его (элемента) химические свойства.

В зависимости от того, как соединяются друг с другом химические элементы, выделяют два типа веществ: простые и сложные.

Что такое простые вещества

Простые вещества — это вещества, образованные атомами только одного типа химического элемента. Например: H₂, Na, P, Al.

Простые вещества делятся на два типа: металлы и неметаллы.

Металлы

Имеют общие между собой физические свойства. Обладают металлическим блеском, высокой тепло- и электропроводностью, твердые (за исключением ртути), пластичные и ковкие.

К простым веществам — металлам относятся: Na, Ca, Fe и т. д.

Почти все металлы имеют немолекулярное строение, т. е. состоят из атомов или ионов.

Неметаллы

Среди неметаллов выделить общие физические свойства практически невозможно. Они могут находиться в разных агрегатных состояниях, обладать различным цветом и т. д.

К простым веществам — неметаллам относятся: P, C, F₂ и т. д.

Большинство неметаллов имеют молекулярное строение, т. е. состоят из молекул. При этом молекулы могут быть:

одноатомные: He, Si, Ar и другие;

двухатомные: F₂, O₂, H₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂. Эти простые вещества всегда пишутся с индексом 2, их необходимо запомнить;

трехатомные — например, молекула озона O₃;

и другие многоатомные.

Некоторые неметаллы имеют немолекулярное (атомное) строение: красный фосфор, кремний, алмаз и графит.

Металлы и неметаллы сильно отличаются друг от друга физическими и химическими свойствами.

При этом запоминать, к какому типу относится то или иное вещество, не нужно, достаточно посмотреть в таблицу Менделеева:

Проведите диагональ от 5-го до 85-го номера химических элементов.

Все химические элементы, находящиеся ниже и левее проведенной диагонали, образуют простые вещества — металлы (кроме водорода).

Выше диагонали химические элементы, находящиеся в главных подгруппах, образуют простые вещества — неметаллы, а в побочных — металлы.

Например, фосфор (порядковый номер — 15) расположен в таблице Менделеева выше диагонали и в главной подгруппе V группы. Значит, простое вещество фосфор — неметалл.

В большинстве случаев названия химического элемента и простого вещества совпадают. Поэтому необходимо научиться различать характеристики простого вещества и химического элемента.

Характеристика химического элемента

Характеристика простого вещества

Расположение в периодической системе (атомный номер, номер группы или периода)

Относительная атомная масса

Строение атома (число электронов, протонов или нейтронов, количество заполненных энергетических уровней)

Распространенность в природе

Содержание в соединении (например, в растительных белках или аминокислотах)

Значения электроотрицательности, сродства к электрону, энергии ионизации

Как правило, когда мы характеризуем простое вещество, то говорим о его физических или химических свойствах:

Влияние на живой организм

Температуры кипения и плавления

Взаимодействие с другими веществами

Содержание в каких-либо смесях веществ (например, газов)

Аллотропия

Аллотропия — это возможность образования химическим элементом нескольких простых веществ, которые отличаются друг от друга строением и свойствами.

Образующиеся простые вещества называют аллотропными модификациями.

Аллотропия характерна для следующих химических элементов:

углерод (алмаз, графит, графен, углеродные нанотрубки, фуллерен и другие);

фосфор (красный, белый и черный);

кислород (кислород и озон);

кремний (аморфный и кристаллический);

Рассмотрим две аллотропные модификации углерода:

The image 1 is a derivative of "Crystal" by manfredxy on Envato Elements.

The image 2 is a derivative of "Rough Graphite rock" by vvoennyy on Envato Elements.

Алмаз — бесцветное прозрачное вещество. Является одним из самых твердых веществ. Не проводит электрический ток.

Графит представляет собой вещество серо-черного цвета, обладает металлическим блеском. Имеет высокую тепло- и электропроводность.

Что такое сложные вещества

Сложные вещества — это вещества, образованные атомами нескольких химических элементов.

Например, молекула HNO₃ состоит из одного атома водорода, одного атома азота и трех атомов кислорода.

К сложным веществам в химии относятся две большие группы веществ: неорганические и органические.

Неорганические вещества

Неорганические вещества делятся на 4 вида:

Оксиды — вещества, молекулы которых состоят из двух химических элементов, один из которых — кислород в степени окисления −2.

Основания — вещества, молекулы которых состоят из катиона металла и гидроксильной группы (—OH).

Кислоты — вещества, молекулы которых состоят из катиона водорода (H+), способного замещаться атомом металла, и кислотного остатка.

Соли — вещества, состоящие из катиона металла и кислотного остатка.

Кратко о классификации веществ можно узнать из схемы:

Номенклатура неорганических веществ

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названием химического элемента, а для сложных веществ существует два вида номенклатуры: тривиальная и систематическая.

В тривиальной номенклатуре вещества названы в соответствии с их особенностями, например специфическим запахом или окраской.

В систематической номенклатуре название зависит от вида неорганического вещества.

Оксиды

Примеры названий оксидов:

Fe₂O₃ — оксид железа (III). Читается: феррум два о три;

Na₂O — оксид натрия. Читается: натрий два о.

Основания

Примеры названий гидроксидов:

Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III). Читается: феррум о аш трижды;

NaOH — гидроксид натрия. Читается: натрий о аш.

Соли

Примеры названий солей:

KNO₃ — нитрат калия. Читается: калий эн о три;

AlCl₃ — хлорид алюминия. Читается: алюминий хлор три.

Кислоты

Названия кислот, кислотных остатков и их формулы необходимо выучить, они приведены в таблице ниже.

Читайте также: