Влияние оснований на металлы
Обновлено: 17.05.2024
1) С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:
Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:
2) С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,
3) С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.
4) С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:
5) С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:
6) С углеродом образуются карбиды:
7) С фосфором – фосфиды:
8) Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения:
9) Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы.
Электродные потенциалы металлов
Стандартный электродный потенциал — это потенциал металла, определенный относительно стандартного (нормального) водородного электрода, при условии, что концентрация ионов водорода Н + и ионов испытуемого металла Me n+ равны 1 моль-ион/л при стандартных условиях.
Ряд стандартных электродных потенциалов служит для сравнительной характеристики свойств атомов и ионов металлов в растворе.
Взаимодействие металлов с солями
При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения: электроны от атомов замещающего – более активного металла переходят к ионам замещаемого – менее активного металла. То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей. В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов.
Металлы, расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей. В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство — образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.) , а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.
Взаимодействие металлов с кислотами
Все реакции неорганической кислоты с металлом приводят к образованию солей. Исключением является, пожалуй, лишь реакция благородного металла с царской водкой, смесью соляной и азотной кислоты. Любое другое взаимодействие кислот с металлами приводит к образованию соли. В случае если кислота не является ни серной концентрированной, ни азотной, то в качестве продукта выщепляется молекулярный водород.
Взаимодействие металлов с основаниями
Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды(Al, Zn, Cr и др.)
2Al+2KOH+2H2O=2KAlO2+3H2
Zn+2NaOH=Na2ZnO2+H2
Коррозия металлов, виды коррозии, борьба с коррозией.
Коррозией называют разрушение металла под воздействием окружающей среды.
Виды коррозии.
В зависимости от механизма процесса разрушения металла коррозия может быть химической и электрохимической.
Химическая коррозия возникает при действии на металл сухих газов или жидкостей органического происхождения, которые не являются электролитами. Примером химической коррозии служит окисление металла при высоких температурах, в результате чего на его поверхности возникает продукт окисления – окалина. Данный вид коррозии встречается редко.
Электрохимическая коррозия образуется в результате воздействия на металл электролитов (растворов кислот, щелочей и солей
В зависимости от характера окружающей среды электрохимическая коррозия может быть: атмосферной, подводной, почвенной, вызванной блуждающими токами.
Существуют различные методы защиты металлов от коррозии:
Лакокрасочные покрытия – наиболее распространенный вид антикоррозионной защиты металла. В качестве пленкообразующих материалов используют нитроэмали, нефтяные, каменноугольные и синтетические лаки, краски на основе растительных масел и др. Образующаяся при покрытии на поверхностях конструкций плотная пленка изолирует металл от воздействия окружающей его влажной среды.
Неметаллические покрытия довольно разнообразны. К ним относят эмалирование, покрытие стеклом, цементно-казеиновым составом, листовым пластиком и плитками, напыление пластмасс.
Металлические покрытия наносят на металлы гальваническим, химическим, горячим, металлизацией и другими способами.
При гальваническом способе защиты на поверхности металла путем электролитического осаждения из раствора солей металлов создается тонкий защитный слой какого-либо металла. Химическая обработка поверхности металла – изделия погружают в ванну с расплавленным защитным металлом.
Металлизация – распространенный способ защиты металлов в строительстве. Он состоит в нанесении сжатым воздухом тончайшего слоя распыленного расплавленного металла.
При защите легированием в металл вводят легирующие элементы, повышающие сопротивление сплава коррозии. Защита от огня.
Для защиты металлоконструкций наиболее перспективны вспучивающиеся покрытия или краски на основе полимерных связующих, которые при воздействии огня образуют закоксовавшийся вспененный расплав, препят-ствующий нагреву металла.
Для повышения предела огнестойкости (600 °С) металлических, в том числе алюминиевых, конструкций применяют также асбестоцементные, асбестоперлитовые, асбестовермикулитовые покрытия, наносимые пневмонапылением.
Новый вид огнезащиты – фосфатное покрытие толщиной 20-30 мм, представляющее собой стойкую (при 1000 °С) монолитную легкую массу.
Традиционные способы увеличения предела огнестойкости, использование облицовок и штукатурок из несгораемых огнезащитных материалов (кирпича, пустотелой керамики, гипсовых плит, растворов и др.).
Вопрос 11.
Типы химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции: реакции межмолекулярного, внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции самоокисления самовосстановления. Методы электронного и электронно-ионного баланса.
ТИПЫ КЛАССИФИКАЦИИ РЕАКЦИИ:
| По числу веществ и образующихся веществ | По изменению степени окисления атомов | |
| Без изменения степени окисления | С изменением степени окисления | |
| СОЕДИНЕНИЯ A + B = AB Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное | CaO+H2O=Ca(OH)2 PbO+SiO2=PbSiO3 | H2+Cl2=2HCl 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 |
| РАЗЛОЖЕНИЯ AB = A + B Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ | Cu(OH)2=CuO+H2O CaCO3=CaO+CO2 NH4Cl=NH3+HCl | 4HNO3=2H2O+4NO2+O2 4KClO3=3KClO4+KCl |
| ЗАМЕЩЕНИЯ A + BC =AC + B Атом простого вещества замещает один из атомов сложного | CuSO4+Fe=FeSO4+Cu 2KBr+Cl2=2KCl+Br2 | |
| ОБМЕНА AB + CD = AD + CB Сложные вещества обмениваются своими составными частями | AgNO3+KBr =AgBr NaOH+HCl=NaCl+H2O |
По тепловому эффекту:
| Экзотермические реакции (теплота выделяется) | Эндотермические реакции (теплота поглощается) |
| 4Al+3O2 = 2Al2O3+Q | N2+O2 2NO-Q |
По присутствию других веществ:
| Каталитические ( протекают в присутствии катализаторов-веществ, ускоряющих реакцию) | Некаталитические |
| SO2+O2 SO3 | 2NO+O2 = 2NO2 |
Окислительно-восстановительными называют реакции, происходящие с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ.
Степенью окисления атома в молекуле называют условный заряд, возникающий при смещении электронной пары к более электроотрицательному атому. Степень окисления подсчитывают, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле вещества равна нулю.
Окислитель присоединяет электроны и при этом восстанавливается (понижает свою степень окисления). Вещества, в состав которых входят элементы с максимальной степенью окисления, всегда являются окислителями.
Восстановитель отдает электроны и при этом окисляется (повышает свою степень окисления). Вещества, содержащие элементы с минимальной степенью окисления всегда являются восстановителями.
Таким образом, в окислительно-восстановительных реакциях происходит следующий процесс: окислитель(I) + восстановитель(II) ⇆ восстановитель(I) + окислитель(II)
Если в состав вещества входят элементы с промежуточной степенью окисления, то такие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций нужно знать окислительно-восстановительные свойства исходных веществ, на основании которых устанавливают состав продуктов реакции.
Если известна схема реакции (исходные вещества и продукты), то остается расставить стехиометрические коэффициенты. Для этой цели применяют методы электронного баланса и ионно-электронный.
Для реакций, протекающих в растворах, чаще всего используют ионно-электронный метод, сущность которого заключается в том, что для составления полуреакций процессов окисления и восстановления берут реально существующие в растворе ионы.
Для составления реакций окисления-восстановления следует:
1. Учитывать, в какой среде протекает окислительно- восстановительная реакция.
2. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.
3. Выбрать ионы или молекулы, в которых элементы меняют степень окисления, т.е. выбрать окислитель и восстановитель.
4. Уравнять количество элементов в правовой и левой частях (в кислой среде при наличие кислорода он уравнивается молекулой воды, в щелочной кислород уравнивается удвоенным количеством гидроксильных групп, в нейтральной среде – слева только вода).
5. Уравнять количество зарядов в правой и левой частях путем добавления или отнятия электронов.
6.Уравнять число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем.
7. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов. Сократить одноименные ионы и молекулы, встречающиеся в обеих частях уравнения.
Химические свойства металлов. Электродные потенциалы металлов, ряд активности. Взаимодействие металлов с солями, кислотами и основаниями. Коррозия металлов, виды коррозии, борьба с коррозией.
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.
О чем эта статья:
8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ
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.
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
Основания
Основания (гидроксиды) — это сложные вещества, которые состоят из катиона металла и гидроксильной группы (OH).
Общая формула оснований: Me(OH)n, где Me — химический символ металла, n — индекс, который зависит от степени окисления металла.
Примеры оснований: NaOH, Ba(OH)2, Fe(OH)2.
Названия оснований
Названия гидроксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:
Пишем слово «гидроксид».
Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.
Если второй элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.
Примеры названий оснований:
Ni(OH)2 — гидроксид никеля (II);
Al(OH)3 — гидроксид алюминия.
У некоторых оснований существуют и тривиальные названия. Собрали их в таблице.
Тривиальные названия некоторых оснований
Классификация оснований
По растворимости в воде
В зависимости от растворимости в воде выделяют:
щелочи. Эти основания растворимы в воде: NaOH, KOH, Ba(OH)2 и другие. Ca(OH)2, хотя малорастворим, тоже относится к щелочам из-за своей едкости;
нерастворимые основания. К таким основаниям относятся Fe(OH)2, Cu(OH)2 и другие;
амфотерные гидроксиды. К амфотерным относятся те основания, которые образованы металлами со степенью окисления +3 или +4. Эти основания отличаются тем, что проявляют как основные свойства, так и кислотные.
Также есть основания, которые относятся к амфотерным, но образованы металлом с иной степенью окисления: Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Be(OH)2.
Напомним, что растворимость мы проверяем по таблице растворимости кислот и оснований в воде.
По числу гидроксогрупп
В зависимости от количества гидроксильных групп, способных замещаться на кислотный остаток, выделяют следующие виды оснований:
однокислотные: KOH, NaOH;
Физические свойства оснований
Основания при обычных условиях — это твердые кристаллические вещества без запаха, нелетучие, чаще всего белого цвета. В таблице приведены основания, которые имеют иную окраску.
Гидроксид лития LiOH
Гидроксид магния Mg(OH)2
Гидроксид кальция Ca(OH)2
Химические свойства оснований
Растворы щелочей изменяют окраску индикатора
Гидроксид-ионы, которые содержатся в растворе щелочи, взаимодействуют с индикатором, образуя новые соединения. Признак реакции — окраска раствора.
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи вступают в реакцию с любыми кислотными оксидами. Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами, которые соответствуют сильным кислотам.
Кислотный оксид + основание = соль + вода
Щелочи вступают в реакцию со всеми кислотами. Нерастворимые основания могут взаимодействовать только с сильными кислотами.
Основание + кислота = соль + вода
Взаимодействие основания с кислотой называют реакцией нейтрализации — это частный случай реакции обмена.
Основания взаимодействуют с растворимыми солями по обменному механизму. В результате такой реакции должен выделиться осадок или газ (CO2, SO2, NH3).
Основание + соль = другое основание + другая соль
Термическое разложение
При нагревании нерастворимые основания разлагаются на соответствующий оксид (степень окисления металла остается неизменной) и воду.
Нерастворимое основание оксид металла + вода
Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами
Продукты реакции зависят от условий ее проведения.
При сплавлении двух оснований:
Амфотерный гидроксид (тв) + щелочь (тв) = средняя соль + вода
Если реакция проводится в растворе:
Амфотерный гидроксид (р-р) + щелочь (р-р) = комплексная соль
Получение оснований
Взаимодействие металла с водой
Активные металлы (металлы групп IA и IIA, кроме Be и Mg) активно взаимодействуют с водой при обычных условиях с образованием щелочей.
Нерастворимые основания данным способом получить невозможно, за исключением Mg(OH)2.
Металл + вода = гидроксид металла + водород
Гидроксид магния можно получить данным способом, но только при нагревании:
Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой
Этим способом получают только растворимые в воде основания.
Оксид металла + вода = щелочь
Электролиз
Гидроксид натрия и калия в промышленности получают с помощью электролиза — через раствор хлорида калия проводят постоянный электрический ток:
Электролиз хлорида натрия протекает по аналогичной схеме.
Получение нерастворимых оснований при взаимодействии соли со щелочью
Растворимая соль + щелочь = нерастворимое основание + другая соль
Вопросы для самопроверки
Вспомните определение оснований и приведите 2 примера этих веществ.
Какие виды оснований существуют? Чем они отличаются?
К какому виду оснований относится Zn(OH)2?
Взаимодействуют ли основания с основными оксидами? Приведите примеры веществ, с которыми основания вступают в реакцию.
Можно ли получить гидроксид алюминия с помощью взаимодействия алюминия с водой?
Основания и другие темы по химии изучать интереснее, когда понимаешь, как применять знания в реальной жизни. На онлайн-курсах по химии в Skysmart преподаватели приводят яркие примеры: от процессов в природе до использования химических реакций в промышленности. Приходите учиться — вводный урок бесплатный!
Читайте также: