Оксиды металлов с кислотами

Обновлено: 28.09.2024

Кислоты можно классифицировать исходя из разных критериев:

1) Наличие атомов кислорода в кислоте

Кислородсодержащие	Бескислородные
H₃PO₄,HNO₃,HNO₂,H₂SO₄,H₃PO_4,H₂CO₃,H₂CO₃, HClO₄ все органические кислоты (HCOOH, CH₃COOH и т.д.)	HF, HCl, HBr, HI, H₂S

2) Основность кислоты

Основностью кислоты называют число «подвижных» атомов водорода в ее молекуле, способных при диссоциации отщепляться от молекулы кислоты в виде катионов водорода H + , а также замещаться на атомы металла:

3) Летучесть

Кислоты обладают различной способностью улетучиваться из водных растворов.

4) Растворимость

Растворимые	Нерастворимые
HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₃, HNO₂, H₃PO_4, H₂CO_3, CH₃COOH, HCOOH	H₂SiO₃, высшие карбоновые кислоты

5) Устойчивость

Устойчивые	Неустойчивые
H₂SO₄, H₃PO₄, HCl, HBr, HF	H₂CO₃, H₂SO₃

6) Способность к диссоциации

хорошо диссоциирующие (сильные)

7) Окисляющие свойства

(проявляют окислительные свойства за счет катионов водорода H + )

(проявляют окислительные свойства за счет кислотообразующего элемента)

практически все кислоты кроме HNO₃ и H₂SO₄ (конц.)

Химические свойства кислот

1. Способность к диссоциации

Кислоты диссоциируют в водных растворах на катионы водорода и кислотные остатки. Как уже было сказано, кислоты делятся на хорошо диссоциирующие (сильные) и малодиссоциирующие (слабые). При записи уравнения диссоциации сильных одноосновных кислот используется либо одна направленная вправо стрелка (), либо знак равенства (=), что показывает фактически необратимость такой диссоциации. Например, уравнение диссоциации сильной соляной кислоты может быть записано двояко:

либо в таком виде: HCl = H + + Cl —

либо в таком: HCl → H + + Cl —

По сути направление стрелки говорит нам о том, что обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками (ассоциация) у сильных кислот практически не протекает.

В случае, если мы захотим написать уравнение диссоциации слабой одноосновной кислоты, мы должны использовать в уравнении вместо знака две стрелки . Такой знак отражает обратимость диссоциации слабых кислот — в их случае сильно выражен обратный процесс объединения катионов водорода с кислотными остатками:

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т.е. катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается не одним, а несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Например, диссоциация трехосновной фосфорной кислоты протекает в три ступени с поочередным отрывом катионов H + :

Следует отметить, что каждая следующая ступень диссоциации протекает в меньшей степени, чем предыдущая. То есть, молекулы H₃PO₄ диссоциируют лучше (в большей степени), чем ионы H₂PO₄ — , которые, в свою очередь, диссоциируют лучше, чем ионы HPO₄ 2- . Связано такое явление с увеличением заряда кислотных остатков, вследствие чего возрастает прочность связи между ними и положительными ионами H + .

Из многоосновных кислот исключением является серная кислота. Поскольку данная кислота хорошо диссоциирует по обоим ступеням, допустимо записывать уравнение ее диссоциации в одну стадию:

2. Взаимодействие кислот с металлами

Седьмым пунктом в классификации кислот мы указали их окислительные свойства. Было указано, что кислоты бывают слабыми окислителями и сильными окислителями. Подавляющее большинство кислот (практически все кроме H₂SO_4(конц.) и HNO₃) являются слабыми окислителями, так как могут проявлять свою окисляющую способность только за счет катионов водорода. Такие кислоты могут окислить из металлов только те, которые находятся в ряду активности левее водорода, при этом в качестве продуктов образуется соль соответствующего металла и водород. Например:

Что касается кислот-сильных окислителей, т.е. H₂SO₄ (конц.) и HNO₃, то список металлов, на которые они действуют, намного шире, и в него входят как все металлы до водорода в ряду активности, так и практически все после. То есть концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации, например, будут окислять даже такие малоактивные металлы, как медь, ртуть, серебро. Более подробно взаимодействие азотной кислоты и серной концентрированной с металлами, а также некоторыми другими веществами из-за их специфичности будет рассмотрено отдельно в конце данной главы.

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. Кремниевая кислота, поскольку является нерастворимой, в реакцию с малоактивными основными оксидами и амфотерными оксидами не вступает:

4. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами

HCl + NaOH H₂O + NaCl

5. Взаимодействие кислот с солями

Данная реакция протекает в случае, если образуется осадок, газ либо существенно более слабая кислота, чем та, которая вступает в реакцию. Например:

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Специфические окислительные свойства азотной и концентрированной серной кислот

Как уже было сказано выше, азотная кислота в любой концентрации, а также серная кислота исключительно в концентрированном состоянии являются очень сильными окислителями. В частности, в отличие от остальных кислот они окисляют не только металлы, которые находятся до водорода в ряду активности, но и практически все металлы после него (кроме платины и золота).

Так, например, они способны окислить медь, серебро и ртуть. Следует однако твердо усвоить тот факт, что ряд металлов (Fe, Cr, Al) несмотря на то, что являются довольно активными (находятся до водорода), тем не менее, не реагируют с концентрированной HNO₃ и концентрированной H₂SO₄ без нагревания по причине явления пассивации — на поверхности таких металлов образуется защитная пленка из твердых продуктов окисления, которая не позволяет молекулами концентрированной серной и концентрированной азотной кислот проникать вглубь металла для протекания реакции. Однако, при сильном нагревании реакция все таки протекает.

В случае взаимодействия с металлами обязательными продуктами всегда являются соль соответствующего метала и используемой кислоты, а также вода. Также всегда выделяется третий продукт, формула которого зависит от многих факторов, в частности, таких, как активность металлов, а также концентрация кислот и температура проведения реакций.

Высокая окислительная способность концентрированной серной и концентрированной азотной кислот позволяет им реагировать не только практическим со всеми металлами ряда активности, но даже со многими твердыми неметаллами, в частности, с фосфором, серой, углеродом. Ниже в таблице наглядно представлены продукты взаимодействия серной и азотной кислот с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации:

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Все бескислородные кислоты (кроме HF) могут проявлять восстановительные свойства за счет химического элемента, входящего в состав аниона, при действии различных окислителей. Так, например, все галогеноводородные кислоты (кроме HF) окисляются диоксидом марганца, перманганатом калия, дихроматом калия. При этом галогенид-ионы окисляются до свободных галогенов:

Среди всех галогеноводородных кислот наибольшей восстановительной активностью обладает иодоводородная кислота. В отличие от других галогеноводородных кислот ее могут окислить даже оксид и соли трехвалентного железа.

Высокой восстановительной активностью обладает также и сероводородная кислота H₂S. Ее может окислить даже такой окислитель, как диоксид серы:

1. Общая характеристика оксидов

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород.

Оксиды — весьма распространённый в природе класс соединений. Они находятся в воздухе, распространены в гидросфере и литосфере.

На Земле вода встречается во всех трёх агрегатных состояниях — газообразном (водяной пар), жидком и твёрдом (лёд, снег). На долю воды также приходится большая часть массы живых организмов.

Примесь этого очень ядовитого вещества может содержаться в воздухе. Основным источником загрязнения является транспорт. Угарный газ образуется в результате неполного сгорания топлива. Этот же оксид образуется и во время пожаров.

В природе этот оксид встречается в виде минерала гематита. Он составляет основу руды, называемой красным железняком.

Оксиды принято группировать в зависимости от их способности реагировать с кислотами и основаниями. Различают три важнейшие группы оксидов: основные, кислотные и амфотерные. Их относят к солеобразующим оксидам. Существуют также оксиды, которые называют несолеобразующими.

Основные оксиды образуются химическими элементами — металлами. Как правило, степень окисления элемента, образующего основный оксид, является невысокой: \(+1\) или \(+2\).

Кислотные оксиды образуют элементы — неметаллы. Например, оксид серы(\(VI\)) SO 3 , оксид азота(\(IV\)) NO 2 .

Если металлический элемент имеет переменную валентность (проявляет несколько степеней окисления), то из всех образуемых им оксидов амфотерными свойствами обладают те, в которых этот элемент имеет промежуточную валентность (промежуточную степень окисления).

К ним относятся: оксид углерода(\(II\)) CO , оксид кремния(\(II\)) SiO ,оксид азота(\(I\)) N 2 O , оксид азота(\(II\)) NO .

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже.

Если элемент, образующий оксид, имеет переменную степень окисления (или валентность), то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела).

Например: Cu 2 O — оксид меди(\(I\)), CuO — оксид меди(\(II\)), FeO — оксид железа(\(II\)), Fe 2 O 3 — оксид железа(\(III\)), Cl 2 O 7 — оксид хлора(\(VII\)).

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, или моноокисью, если два — диоксидом, или двуокисью, если три — то триоксидом, или трёхокисью и т. д.

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например, угарный газ CO , серный ангидрид SO 3 и т. д.

Оксиды

Знакомство с оксидами обычно начинается на уроках химии в 8 классе. Из этой статьи вы узнаете, что такое оксиды в химии, их классификацию и свойства, а также способы получения.

О чем эта статья:

Определение оксидов

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов (т. е. бинарные соединения), один из которых — кислород в степени окисления −2.

Общая формула оксидов: ЭxOy, где Э – химический элемент, а x и y — индексы, определяемые степенью окисления химических элементов.

Виды оксидов

Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и щелочами, то есть не способны образовать соли.

К несолеобразующим оксидам относят: CO, SiO, N₂O, NO.

Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей.

Солеобразующие оксиды делятся на три группы:

Основные оксиды — это оксиды, образованные металлами со степенью окисления +1 или +2.

Примеры основных оксидов: Na +1 ₂O, Ca +2 O, Ba +2 O.

Амфотерные оксиды — оксиды, образованные металлами со степенью окисления +3 или +4.

К амфотерным оксидам относят также: ZnO, BeO, PbO, SnO.

Несмотря на то, что эти металлы проявляют степень окисления +2 в данных соединениях, их оксиды проявляют амфотерные свойства.

Примеры амфотерных оксидов: Al +3 ₂O₃, Fe2 +3 O₃.

Кислотные оксиды — оксиды, образованные металлами с валентностью V и более или неметаллами с любой валентностью (за исключением несолеобразующих оксидов, то есть CO, SiO, N₂O, NO).

Если один и тот же химический элемент образовывает несколько оксидов, то с увеличением степени окисления основные свойства оксидов ослабевают и усиливаются кислотные.

CrO (оксид хрома (II)) — проявляет основные свойства;

Cr₂O3 (оксид хрома (III)) — проявляет амфотерные свойства;

CrO₃ (оксид хрома (VI)) — проявляет кислотные свойства.

Закрепим знания о типах оксидов, изучив схему:

Номенклатура оксидов

Названия оксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:

Пишем слово «оксид».

Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.

Если этот элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.

Примеры названий оксидов:

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

Na₂O — оксид натрия. Читается: натрия два о.

SO₃ — оксид серы (VI). Читается: эс о три.

До появления систематической номенклатуры вещества называли по присущим им специфическим свойства (цвету, запаху и т. д.). Такой способ названия веществ — тривиальная номенклатура. Некоторые названия используются и сейчас.

Названия некоторых оксидов: таблица

Химическая формула оксида

Бытовое (тривиальное название)

Возможное научное название

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой

С водой способны реагировать оксиды тех металлов, которым соответствуют растворимые гидроксиды. То есть с водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Основный оксид + вода = основание

Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами

Основные оксиды, соответствующие щелочам, взаимодействуют со всеми кислотными оксидами и кислотами. Оксиды неактивных металлов взаимодействуют только с кислотными оксидами, соответствующими сильным кислотам, или с сильными кислотами.

Основный оксид + кислотный оксид = соль

Основный оксид + кислота = соль + вода

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами

В эту реакцию могут вступать только основные оксиды щелочных или щелочноземельных металлов. При сплавлении двух оксидов образуется соль.

Основный оксид + амфотерный оксид = соль

Как составлять такие соли: металл в этой соли берем из основного оксида, а кислотный остаток из амфотерного оксида (они проявляют более кислотные свойства).

Химические свойства кислотных оксидов

Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот. За исключением SiO₂, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота.

Кислотный оксид + вода = кислота

2. Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

Кислотные оксиды сильных кислот способны взаимодействовать с любыми основными оксидами или основаниями.

Кислотный оксид + основный оксид = соль

Кислотный оксид + основание = соль + вода

Кислотные оксиды, соответствующие слабым кислотам (такие как CO₂, SO₂), способны взаимодействовать с основными оксидами, соответствующим щелочам, а также с щелочами.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

С амфотерными оксидами в реакцию вступают кислотные оксиды — как правило, сильных кислот.

Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль

Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль + вода

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой — даже при нагревании!

Амфотерный оксид + вода ≠

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотой

Амфотерные оксиды взаимодействуют только с сильными и средними кислотами и их оксидами.

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

Амфотерный оксид + кислота = соль + вода

3. Взаимодействие с основными оксидами

Амфотерные оксиды взаимодействуют только с теми оксидами, которые соответствуют щелочам. Реакция протекает только в расплаве, так как в растворе такие оксиды взаимодействуют преимущественно с водой с образованием щелочей.

Амфотерный оксид + основный оксид (расплав) = соль

4. Взаимодействие со щелочами

Продукты взаимодействия амфотерных оксидов со щелочами зависят от условий проведения реакции. В растворе образуются комплексные соли, а при сплавлении – средние соли.

Амфотерный оксид + щелочь (раствор) + вода = комплексная соль

Амфотерный оксид + щелочь (расплав) = средняя соль + вода

Получение оксидов

1. Окисление металлов

Почти все металлы окисляются кислородом до устойчивых степеней окисления.

Металлы с переменной степенью окисления, как правило, образуют соединения в степени окисления +3:

При взаимодействии щелочных металлов (элемента IA группы) образуются пероксиды Me₂O₂ или надпероксиды MeO₂, где Ме — щелочной металл.

2. Окисление простых веществ — неметаллов

При окислении неметаллов в избытке кислорода, как правило, образуются высшие оксиды (это оксиды, в которых неметалл проявляют высшую степень окисления):

При недостаточном количестве кислорода образуются оксиды неметаллов в промежуточной степени окисления:

Существуют и исключения. Например, сера окисляется лишь до оксида серы (IV) даже в избытке кислорода:

Или азот, который взаимодействует с кислородом только при температуре 2 000̊С или под действием электрического разряда с образованием оксида азота (II):

Галогены (элементы VIIA группы) вовсе не взаимодействуют с кислородом, так же как и инертные газы (элементы VIIIA группы).

3. Разложение гидроксидов

Некоторые кислоты и гидроксиды неустойчивы и самопроизвольно разлагаются по схеме:

Гидроксид (кислота) = оксид + вода

Оксиды тяжелых металлов (нерастворимые гидроксиды) и кремниевая кислота разлагаются при нагревании по той же самой схеме.

4. Окисление сложных веществ

Сложные бинарные (состоящие из двух химических элементов) соединения окисляются с образованием двух оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Также оксиды получают разложением солей, например, карбонатов, нитратов сульфатов и т. д.

Мы узнали, какие вещества в химии называют оксидами, какие бывают оксиды, а также разобрали свойства каждого вида. Осталось подкрепить теорию практикой — а сделать это можно на курсах по химии в онлайн-школе Skysmart!

Химические свойства кислот

От производства лекарств до приготовления пищи — кислоты помогают человеку во многих областях жизни. В этом материале мы рассмотрим типичные свойства и реакции кислот с другими химическими веществами.

8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Кислоты — это сложные химические вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков.

Кислоты проявляют ряд общих химических свойств: диссоциацию и разложение, взаимодействуют с металлами, основаниями, солями, основными и амфотерными оксидами.

Для ряда кислот характерны специфические свойства. Все кислоты имеют определенную окраску в индикаторах.

Рассмотрим подробнее общие свойства кислот.

Диссоциация

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот происходит ступенчато. По способности к диссоциации кислоты разделяют на две группы:

Хорошо диссоциирующие (сильные): H₂SO₄, HCl, HBr, HNO₃, HClO₄, HI.

Разложение

В результате реакций разложения кислородсодержащих кислот образуются кислотный оксид и вода. Бескислородные кислоты образуют простые вещества. Для разложения некоторых кислот необходимо нагревание или излучение (HCl, HNO₃, H₃PO₄) другие же разлагаются самопроизвольно в момент образования (H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂).

Взаимодействие кислот с металлами

Металл может вытеснять водород из кислоты только в том случае, если металл стоит левее водорода в ряду активности металлов. Продукты реакции — соль и водород.

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

Высокая окислительная способность серной и азотной кислот позволяет им вступать в реакции с металлами. Продукты реакции будут зависеть от активности металла и от концентрации кислот.

Таблица: химические свойства кислот-окислителей

На холоду — пассивация

Реакция не проходит

Взаимодействие кислот с основаниями

Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами, в результате образуются соль и вода. Взаимодействие кислот с основаниями называют реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Взаимодействие кислот с солями

Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей, при этом образуются новая соль и новая кислота. Условие протекания реакции кислот с солями — одним из продуктов реакции должны быть нерастворимая соль или слабая кислота, вода, газ.

Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Кислоты вступают в реакцию с основными и амфотерными оксидами (последние ведут себя как основные оксиды). В результате реакции образуется соль и вода.

Восстановительные свойства бескислородных кислот

Бескислородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства за счет химического элемента, который входит в состав аниона, при действии на них различных окислителей.

Например, в качестве окислителей для всех галогеноводородных кислот выступают диоксид марганца MnO₂, перманганат калия KMnO₄, дихромат калия K₂Cr₂O₇.

Результат этих реакций — образование свободных галогенов.

Из галогеноводородных кислот наибольшая восстановительная активность — у йодоводородной. Ее могут окислять оксид железа (III) и соль трехвалентного железа.

Высокая восстановительная активность характерна для сероводородной кислоты, она может быть окислена диоксидом серы.

Способность окрашивать индикаторы

Индикаторы кислот — это специальные вещества, при помощи которых определяют наличие кислот в растворе.

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют кислоты?

При каких условиях кислоты взаимодействуют с солями? Приведите пример.

Составьте уравнения реакций и назовите продукты реакций:

Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с: медью, хлоридом меди, сульфатом меди, цинком?

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.

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

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)

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.

Таблица «Химические свойства металлов»

Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb

Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Восстановительная способность металлов в свободном состоянии

Возрастает справа налево

Взаимодействие металлов с кислородом

Быстро окисляются при обычной температуре

Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании

Взаимодействие с водой

Выделяется водород и образуется гидроксид

При нагревании выделяется водород и образуются оксиды

Водород из воды не вытесняют

Взаимодействие с кислотами

Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO₃)

Не вытесняют водород из разбавленных кислот

Реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами

С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке

Взаимодействие с солями

Не могут вытеснять металлы из солей

Более активные металлы (кроме щелочных и щелочноземельных) вытесняют менее активные из их солей

Взаимодействие с оксидами

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

Читайте также: