
- •Лекція вступ
- •32 Г (1 моль) — х л
- •1.2. Хімічний елемент
- •1.3. Основні закони хімії
- •2.1. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів д. І. Менделеєва
- •2.1.2. Періодична система елементів
- •2.1.3. Розвиток періодичного закону
- •2.2.2. Характеристика орбіталей
- •2.2.3. Електронні формули
- •2.2.4. Властивості та енергетичні характеристики атомів
- •2.3.2. Ковалентний зв’язок
- •2.3.3. Йонний зв’язок
- •2.3.4. Водневий зв’язок
- •2.3.5. Металічний зв’язок
- •2.3.6. Взаємодія між молекулами
- •2.3.7. Комплексний зв’язок
- •3.1. Енергетика хімічних процесів
- •3.1.3. Ентропія, енергія Гіббса та напрямленість процесів
- •3.2.2. Фактори, що впливають на швидкість реакції
- •3.2.3. Каталіз
- •3.3.2. Хімічна рівновага
- •3.3.3. Принцип Ле Шательє
- •4.1. Розчини. Дисперсні системи
- •4.1.2. Розчини. Розчинність
- •4.1.3. Чисельне вираження складу розчинів
- •4.2.2. Дисоціація води. Водневий показник
- •4.2.3. Буферні розчини
- •4.2.4. Гідроліз солей
- •4.3.2. Ступінь окиснення
- •4.3.3. Теорія окисно-відновних реакцій
- •4.3.4. Найголовніші окисники і відновники
- •4.3.5. Класифікація окисно-відновних реакцій
- •4.3.6. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •4.4.2. Електродні потенціали
- •4.4.3. Ряд електрохімічних потенціалів металів
- •4.4.4. Електроліз
- •4.4.5. Корозія та захист металів
- •5.1. Основні класи неорганічних сполук
- •5.1.2. Оксиди
- •5.1.3. Основи
- •5.1.4. Кислоти
- •5.1.5. Амфотерні гідроксиди
- •5.1.7. Солеподібні бінарні сполуки
- •5.1.8. Галоген- і тіоангідриди
- •5.1.9. Металоїди (інтерметалоїди)
- •5.2.1. Місце металічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика металів
- •5.2.2. Фізичні та хімічні властивості металів
- •5.2.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників металічних елементів і їх сполук
- •5.2.1. Місце металічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика металів
- •5.2.2. Фізичні та хімічні властивості металів
- •5.2.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників металічних елементів і їх сполук
- •5.3.1. Місце неметалічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика неметалів
- •5.3.2. Фізичні та хімічні властивості неметалів
- •5.3.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників неметалічних елементів і їх сполук
- •5.3.1. Місце неметалічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика неметалів
- •5.3.2. Фізичні та хімічні властивості неметалів
- •5.3.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників неметалічних елементів і їх сполук
- •5.4.1. Класифікація органічних сполук
- •5.4.2. Характеристика найбільш екологічно значущих органічних сполук
- •5.4.3. Органічні полімерні матеріали
- •5.4.1. Класифікація органічних сполук
- •5.4.2. Характеристика найбільш екологічно значущих органічних сполук
- •5.4.3. Органічні полімерні матеріали
- •6.1. Ядерна хімія і радіохімія
- •6.1.2. Ядерні реакції
- •6.1.3. Вплив радіоактивності на біологічні об’єкти
- •6.2.1. Причини утворення і екологічні наслідки озонових дір, парникового ефекту, смогів, кислотних дощів
- •6.2.2. Чинники, що впливають на хімічний склад природних вод
- •6.2.3. Хімічне забруднення грунтів
- •6.2.1. Причини утворення і екологічні наслідки озонових дір, парникового ефекту, смогів, кислотних дощів
- •6.2.2. Чинники, що впливають на хімічний склад природних вод
- •6.2.3. Хімічне забруднення грунтів
5.2.2. Фізичні та хімічні властивості металів
Фізичні властивості металів. Метали мають особливий, металевий, блиск, здатні проводити електричний струм. Ці властивості спричинені наявністю в них усуспільнених електронів, які також зумовлюють високу теплопровідність металів.
Більшість металів є пластичними; їх можна кувати, витягувати з них дріт. При механічному обробленні металу шари катіонів зсуваються один щодо одного. Проте металічний зв'язок при цьому не руйнується, оскільки його забезпечують делокалізовані електрони, що є своєрідним «мастилом» між катіонами.
Температури плавлення більшості металів перевищують 1000 °С. Метали, які плавляться за нижчої температури (наприклад, свинець, олово, цинк, алюміній), називають легкоплавкими. Найтугоплавкіший метал — вольфрам (т. пл. 3420 °С). Найнижчу температуру плавлення має ртуть ( – 38,9 °С).
Значення густини металів перебувають у широкому інтервалі — від 0,534 (літій) до 22,5 г/см3 (осмій).
Метали різняться й за твердістю. Найтвердішим є хром; ним можна різати скло. Найм'якші метали — натрій, калій, свинець.
Колір металів звичайно білий або сірий. Золото і цезій мають жовтий колір, а мідь — червоний.
Залізо, кобальт і нікель є феромагнетиками — речовинами, які здатні намагнічуватися в зовнішньому магнітному полі і зберігати такий стан.
Хімічні властивості металів. Реакції з неметалами. Атоми металічних елементів у хімічних реакціях завжди віддають електрони. Тому метали, взаємодіючи з різними рочонинами, є відновниками.
Активні метали реагують із багатьма неметалами за звичайних умон, а менш активні – за підвищеної температури. Інколи нагрівання потрібне лише для того, щоб реакція розпочалася, а далі вона триває мимовільно із виділенням теплоти. Золото взаємодіє лише з галогенами й не реагує з киснем та іншими неметалами.
Приклад реакції металу із неметалом за наявності каталізатора — води:
Н2О
Zn + I2 = ZnІ2.
Реакції з водою. За звичайних умов з модою взаємодіють лужні та лужноземельні метали. Продуктами кожної реакції є луг і водень. Аналогічна реакція за участю магнію відбувається при нагріванні.
Напишіть рівняння реакції барію з водою, складіть схеми окиснення і відновлення.
Деякі менш активні метали взаємодіють лише з водяною парою за високої температури.
Продукти цих реакцій — оксиди металічних елементів і водень:
tº
Мn + Н2О = МnО + Н2↑.
Реакції з кислотами. Для прогнозування можливості реакції між металом і кислотою (а також сіллю) використовують ряд активності металів:
Посилення відновних властивостей (хімічної активності) металів
Метали, розміщені зліва від водню, взаємодіють із такими кислотами, як хлоридна НСl, ортофосфатна Н3РО4, сульфатна Н2SО4 (у розбавленому розчині), з виділенням водню, а розміщені справа не реагують із ними:
Ni + Н2SО4 (розб.) = NiSО4 + Н2↑;
Сu + НСl ≠ .
Окисником у реакціях металів із цими кислотами є Гідроген.
Під час реакцій металів із нітратною і концентрованою сульфатною кислотами водень не виділяється, а утворюються інші речовини. Елементами-окисниками в цих кислотах є Нітроген і Сульфур:
Mn + HNO3 (сильно розб.) → Mn(NO3)2 + NH4NO3 + H2О.
Нітратна і концентрована сульфатна кислоти взаємодіють навіть із металами, розміщеними в ряду активності після водню (крім золота і платини):
tº
Нg + H2SO4 (конц.) → HgSO4 + SO2↑ + Н2О.
Перетворіть схеми двох останніх реакцій на хімічні рівняння, дібравши коефіцієнти методом електронного балансу.
Реакції з лугами. Із лугами взаємодіють цинк, алюміній, олово, свинець, берилій, кілька інших металів. Така реакція можлива за одночасного виконання двох умов: 1) метал перебуває в ряду активності зліва від водню; 2) оксид (гідроксид) відповідного металічного елемента є амфотерним. Продукти реакції — сіль і водень:
Zn + 2KОH = K2ZnО2 + Н2↑.
калій цинкат
Якщо взаємодія відбувається у водному розчині, то утворюється сіль іншого складу:
Zn + 2КОН + 2Н2О = K2[Zn(OH)4] + H2↑.
калій тетрагідроксоцинкат
Скласти формулу сполуки K2[Zn(OH)4] можна, замінюючи у формулі цинкату K2ZnО2 кожний атом Оксигену (двовалентний) на дві ОН-групи (одновалентні). Така сіль у водному розчині дисоціює на йони К+ і [Zn(OH)4]2-.
Рівняння цієї реакції у йонно-молекулярній формі:
Zn + 2OH¯ + 2Н2О = [Zn(OH)4]2- + H2↑.
Реакції з розчинами солей. Метали взаємодіють із солями у водному розчині з утворенням інших металів і солей:
Zn + (CH3COO)2Pb = Pb + (CH3COO)2Zn;
Zn + Pb2+ = Pb + Zn2+.
Такі реакції відбуваються, якщо метал-реагент активніший за метал-продукт, тобто розміщений у ряду активності зліва від нього. Крім того, вихідна сіль має бути розчинною у воді, оскільки беруть її розчин.
Іноді в результаті взаємодії металу із сіллю утворюються дві нові солі:
Сu + 2FеСl3 = СuСl2 + 2FеСl2.
Цей процес спрощено описують такою схемою:
Fе + О2 + Н2О → Fе(ОН)3.