Учебное пособие для ЕГЭ
I. Металлы образуют все s-элементы, d-элементы, f-элементы и p-элементы, находящиеся в таблице левее и ниже границы B - At. II. У атомов металлов металлов большие радиусы. На последней оболочке от одного (у атомов щелочных элементов, Cr, Mo, Cu, Ag и Au) до трех электронов. Число валентных электронов у этих атомов может достигать восьми (у Fe, Ru и Os), а теоретически даже одиннадцати (у Cu, Ag и Au). Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны (но не более трех). Склонностью присоединять электроны атомы металлов не обладают. В периоде с увеличением порядкового номера:
заряд ядра увеличивается;
радиусы атомов уменьшаются;
число электронов на внешнем слое увеличивается (только у атомов элементов главных подгрупп);
электроотрицательность (способность принимать электроны) увеличивается;
восстановительные (металлические) свойства ослабевают (только у атомов элементов главных подгрупп).
III. Физические свойства. Определяются металлической связью, наличием в кристаллической решетке свободных электронов. Характерны:
высокая электропроводность;
высокая теплопроводность;
высокая пластичность.
. металлический блеск и непрозрачность.
твердые вещества (металлические кристаллы, "металлическая кристаллическая решетка"), ртуть - жидкость (как и расплавы - металлическая жидкость,Некоторые элементы, лежащие вблизи границы B - At, образуют как металлические, так и неметаллические аллотропные модификации, например: белое олово - металл, а серое олово - неметалл. IV. Химические свойства. Характерными для металлов являются восстановительные свойства.
1) окисление кислородом (образуются оксиды, реже пероксиды – для щелочных металлов):
|
2Na + O2 = Na2O2 |
4Al + 3O2 = 2Al2O3 |
|
2Na2O2+2H2O → 4NaOH + O2 ( гидролиз пероксидов, используется на подводной лодке) |
|
2Li + O2 = Li 2O K + O2 = K O2 (надпероксид) 2) галогенами (хлориды, иодиды,фториды)
Mg + F2 = MgF2 |
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
Zn + Br2 = ZnBr2 |
3)Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водородом (при нагревании), образуя гидриды:
2Na + H2 = 2NaH |
Ca + H2 = CaH2 |
Ba + H2 = BaH2 |
2NaH + H2O= NaOH+ H2 гидролиз гидридов 3) с серой (ртуть - при комнатной температуре), образуя сульфиды:
2Na + S = Na2S |
2Al + 3S = Al2S3 |
Hg + S = HgS |
4)с азотом (литий - при комнатной температуре), образуя нитриды:
6Li + N2 = 2Li3N |
6Na + N2 = 2Na3N |
3Mg + N2 = Mg3N2 |
5) с водой (М еталлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до магния, реагируют при комнатной температуре, от магния до свинца - при нагревании)
2Na
+ 2H2O
= 2NaOH + H2 |
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 |
6)Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, реагируют с кислотами-"неокислителями"
HCl, разбавленная H2SO4
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Сu+ HCl = реакция не идет С кислотами-"окислителями" (HNO3, концентрированная H2SO4) реагируют и металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты реакции зависят от концентрации кислоты и активности металла.
Взаимодействие серной кислоты конц. с металлами:
H2SO4 (конц.) + Me = соль + H2O + Х
|
Щелочные и щелочноземельные |
Fe, Cr, Al |
Металлы до водорода Сd Pb Mn Sn Сo |
Металлы послеводорода (при t)Сu Ag Hg |
Au, Pt |
X |
H2S↑ могут S↓ или SO2↑ |
1) пассивируются на холоде; 2) при нагревании → SO2↑ |
S↓ могут H2Sили SO2 |
SO2↑ |
----- |
Взаимодействие азотной кислотой с металлами
Примеры реакций:
Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O |
Fe + 4HNO3(разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O |
7)Амфотерные металлы реагируют с растворами щелочей:
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2
8)Активные металлы реагируют с некоторыми органическими веществами:
2Na + 2C2H4OH = 2C2H5ONa + H2
9). Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe + CuSO4 
FeSO4 + Cu.
Более активный металл вытесняет менее активный из его соли.
Общие способы получения металлов 1)Пирометаллургия
ZnO+ C t= CO + Zn Fe3O4+ 4CO t= 4CO2 + 3Fe MgO + C t= Mg + CO
2ZnS + 3O2 t= 2ZnO + 2SO2↑ MgCO3 t= MgO + CO2↑
MеxOy + Al = Al2O3 + Me 4SrO + 2Al t= Sr(AlO2)2 + 3Sr 3MnO2 + 4Al t= 3Mn + 2Al2O3 2Al + 3BaO t= 3Ba + Al2O3 (получают барий высокой чистоты)
MеxOy + H2 = H2O + Me, WO3 + 3H2 t= W + 3H2O↑ MoO3 + 3H2 t= Mo + 3H2O↑ 2). Электрометаллургия (электролиз), Восстановление металлов электрическим током
2NaCl –расплав, электр. ток. → 2 Na + Cl2↑ CaCl2 –расплав, электр. ток.→ Ca + Cl2↑ расплавов гидроксидов: 4NaOH –расплав, электр. ток.→ 4Na + O2↑ + 2H2O (!!! используют изредка для Na)
2Al2O3 –расплав в криолите, электр. ток.→ 4Al + 3 O2↑
2CuSO4+2H2O –раствор, электр. ток. → 2Cu + O2 + 2H2SO4 3)Гидрометаллургия (получение металлов из растворов солей ) CuSO4+ Fe→ Fe SO4+Cu Щелочные металлы (1 группа) Химические свойства Очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла. Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды. Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs 1. Активно взаимодействуют с водой: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2 2. Реакция с кислотами: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 3. Реакция с кислородом: 4Li + O2 → 2Li2O(оксид лития) 2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия) 2Na2O2+2H2O → 4NaOH + O2 K + O2 → KO2 (надпероксид калия) На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.). 4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения: 2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды) 2Na + S → Na2S (сульфиды) 2Na + H2 → 2NaH (гидриды) 2NaH2+H2O → 2NaOH + H2 6Li + N2 → 2Li3N (нитриды) 2Li + 2C → Li2C2 (карбиды) 5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета: Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый
Щелочноземельные металлы (2 группа) Характеристика
1. Очень реакционноспособны. 2. Степень окисления +2. 3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода. 4. восстановители 5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2. 6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba
MgCO3 – магнезит,CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор и др.) Ca3(PO4)2 – апатит,CaSO4 • 2H2O – гипс Получение
получают электролизом расплавов хлоридов:
CaCl2 Ca + Cl2 катод: Ca2+ + 2ē Ca0 анод: 2Cl- – 2ē Cl02
1. Реакция с водой. В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Baрастворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:
Mg + 2H2O –t Mg(OH)2 + H2 Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
2. Реакция с кислородом. Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2:
2Mg + O2 2MgO Ba + O2 BaO2
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl2 BeCl2(галогениды) Ba + S BaS(сульфиды) 3Mg + N2 Mg3N2(нитриды) Ca + H2 CaH2(гидриды) Ca + 2C CaC2(карбиды) 3Ba + 2P Ba3P2(фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl CaCl2 + H2 Mg + H2SO4(разб.) MgSO4 + H2
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H2O Na2[Be(OH)4] + H2
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca2+ - темно-оранжевый Sr2+- темно-красный Ba2+ - светло-зеленый
Реактивом на ион Ba2+ служит серная кислота или ее соли. Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах. Оксиды щелочноземельных металлов Получение
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид) 2) Термическое разложение карбонатов CaCO3 –t CaO + CO2 Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами
MgO + H2O Mg(OH)2 3CaO + P2O5 Ca3(PO4)2 BeO + 2HNO3 Be(NO3)2 + H2O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH + H2O Na2[Be(OH)4]
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2
Получение Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2 CaO(негашеная известь) + H2O Ca(OH)2(гашеная известь)
Химические свойства
Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид Mg(OH)2 – слабое основание
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + SO2 CaSO3 + H2O Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O
2) Реакции с кислотами:
Mg(OH)2 + 2CH3COOH (CH3COO)2Mg + 2H2O Ba(OH)2 + 2HNO3 Ba(NO3)2 + 2H2O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH)2 + K2SO4 BaSO4+ 2KOH
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Be(OH)2 + 2NaOH Na2[Be(OH)4]
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены. Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов. Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной. Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+:
1) кипячением: Сa(HCO3)2 –t CaCO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 –t MgCO3 + CO2 + H2O
2) добавлением известкового молока:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3 + 2H2O
3) добавлением соды:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 CaCO3+ 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4 MgCl2 + Na2CO3 MgCO3 + 2NaCl
Алюминий. (3 группа) Амфотерность.
Химические свойства алюминия Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства.
С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре: 4Al + 3O2 = 2Al2O3, реакция сопровождается большим выделением тепла. 2Al + 3S = Al2S3. Al + P = AlP. При 800°С реагирует с азотом, а при 2000°С – с углеродом, образуя нитрид и карбид: 2Al + N2 = 2AlN, 4Al + 3C = Al4C3. С хлором и бромом взаимодействует при обычных условиях, а с йодом при нагревании, в присутствии воды в качестве катализатора: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 С водородом непосредственно не взаимодействует.
Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 в результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород.
Легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2; 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2; 8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O (в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония). С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты: 2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O; Al + 6HNO3 = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами: в растворе с образованием тетрагидроксоалюмината натрия: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 при сплавлении с образованием алюминатов: 2Al + 6KOH = 2KAlO2 + 3H2.
Алюминий – активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии: 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3. Гидроксид алюминия Al(OH)3 – бесцветное твердое вещество, нерастворимое в воде. Оксид алюминия Al2O3. Проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. С растворами оснований – комплексные соли – гидроксоалюминаты металлов:
При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли – метаалюминаты (безводные алюминаты):
Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней. Получение: оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия, открытыйБекетовым:
Применение: оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и аб-разивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Сr2О3 (красный цвет), Тi2О3 и Fe2О3 (голубой цвет). Гидроксид алюминия. Химические свойства Гидроксид алюминия – типичное амфотерное соединение, свежеполученный гидроксид растворяется в кислотах и щелочах: 2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О; Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]. При нагревании разлагается, процесс дегидратации довольно сложен и схематично может быть представлен следующим образом: При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О. Получение Образуется при действии водного раствора аммиака на растворы солей алюминия: AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl; растворы щелочей не применяются, поскольку образующийся гидроксид алюминия в них хорошо растворяется. |
Элементы побочных подгрупп.Железо
1. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома
Железо - это d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная массаAr(Fe) = 56; состав атома: 26-протонов; 30 – нейтронов; 26 – электронов.
Схема строения атома:: 1s22s22p63s23p63d64s2 Металл средней активности, восстановитель:
Fe0-2e-→Fe+2, окисляется восстановитель
Fe0-3e-→Fe+3, окисляется восстановитель Основные степени окисления: +2, +3
2. Получение железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II), а также водородом:
FeO + C = Fe + CO
Fe O + CO = Fe + CO2
6. Химические свойства железа
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O = 4Fe(OH)3
2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III) - вещество чёрного цвета:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O t˚C→ Fe3O4 + 4H2
4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 t˚C→ 2FeBr3
Fe + S t˚C→ FeS
5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2
6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H2SO4(конц.) t˚C→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) t˚C→ Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
На холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо
7) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
8) Качественные реакции на Железо (II)
2 К3[Fe(CN)6 ] +3 Fe SO4 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3K2SO4
cкрасная кровяная соль турнбулева синь
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 - серо-зеленого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 - бурый.
Fe SO4 +2 NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2 SO4
Качественные реакции на ион железа (III)
Желтая кровяная соль – это гексацианоферрат калия K4[Fe(CN)6].
Синий осадок берлинской лазури* показывает на присутствие в исходном растворе ионов трехвалентного железа.
3 К4[Fe(CN)6 ] +4 FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 12 KCl
В присутствии иона железа (III) при добавлении роданида калия образуется вещество красного цвета. Это ‑ роданид железа (III). Роданид от греческого "родеос" - красный.
FeCl3 + 3 КCNS = Fe(CNS)3 + 3 KCl
Хром
Получение: 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. Практически все соединения хрома окрашены[6].
Степень окисления |
Оксид |
Гидроксид |
Характер |
окраска |
Примечания |
+2 |
CrO (чёрный) |
Cr(OH)2(желтый) |
Основный |
Cr2+ (соли голубого цвета) |
Очень сильный восстановитель |
+3 |
Cr2O3(зелёный) |
Cr(OH)3 (серо-зеленый) |
Амфотерный |
Cr3+ (зеленые или лиловые соли) [Cr(OH)4]- (зелёный) |
|
+6 |
CrO3(красный) |
H2CrO4 H2Cr2O7 |
Кислотный |
CrO42- (хроматы, желтые) Cr2O72- (дихроматы, оранжевые) |
Переход зависит от рН среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит. |