Описание элемента по положению в периодической системе 8 класс онлайн-подготовка на ростелеком лицей

ХИМИЯ

§ 18.2. Общие химические свойства металлов

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т. е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева, изменяется закономерно (см. рис. 37).

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

(Нижнюю строчку ряда следует рассматривать как продолжение предыдущей.)

Более точное название этого ряда — ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

Что такое электродный потенциал? Каким образом составлен названный ряд? Как этим рядом пользоваться?

При погружении любого металла в раствор электролита на границе металл—раствор устанавливается равновесие:

В металле появляется избыток электронов, а раствор на границе заряжается положительно. Таким образом образуется двойной электрический слой и возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Электродный потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры.

Абсолютное значение электродного потенциала непосредственно измерить нельзя. Вместе с тем не представляет труда измерение разности электродных потенциалов, которая возникает в системе, состоящей из двух пар металл—раствор. Условились определять электродные потенциалы металлов по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого принят за нуль. Такой электрод состоит из специально приготовленной платиновой пластинки, которая погружена в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л, и омывается струей газообразного водорода под давлением в 101,325 кПа при 25 °С.

Если пластинку любого металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится электрическая цепь (гальванический элемент), электродвижущую силу (ЭДС) которой легко измерить. Эту ЭДС и называют стандартным электродным потенциалом (Е°). Например:

- Е°(К+/К) = -2,92 В,
  Е°(Аl3+/Аl) = -1,67 В,
  Е°(Fe2+/Fe) = -0,44 В,
  Е°(Cu2+/Cu) = +0,34 В,
  Е°(Ag+/Ag) = +0,80 В.

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраических величин их стандартных электродных потенциалов, образуют хорошо известный вам электрохимический ряд напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях (t = 25 °С, р = 1 атм):

Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.
Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе Na — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов Li+ значительно больше, чем энергия гидратации ионов Na+, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Общая характеристика металлов

Все химические элементы делятся на металлы и неметаллы. В основе такого деления лежит различие в строении атомов элементов.

Неметаллы в таблице Периодической системы Менделеева занимают правый верхний угол (желтые ячейки на рисунке внизу):

Все остальные, не желтые ячейки плюс водород и гелий — занимают металлы. Таким образом, неметаллы и металлы в Периодической таблице разделены условной диагональю бор-астат.

Химические элементы, расположенные в непосредственной близости от этой диагонали (алюминий, титан, галлий, германий, сурьма, теллур, астат), имеют двойственные свойства, реагируя в некоторых случаях, как металлы, а в других — как неметаллы.

Закономерности расположения элементов в периодах (слева-направо):

Радиус атома — уменьшается;
Заряд ядра — увеличивается;
Электроотрицательность — увеличивается;
Кол-во электронов на внешнем слое — увеличивается;
Прочность связи внешних электронов с ядром атома — увеличивается;
Способность отдавать электроны — уменьшается.

Исходя из вышеуказанных закономерностей, нетрудно догадаться, что металлы находятся в начале каждого периода (слева), а неметаллы — в конце (справа).

Атомы металлов:

как правило, на внешнем электронном слое имеют 1-3 электрона (4 электрона у Ge, Sn, Pb; 5 — у Sb, Bi; 6 — у Po);
имеют больший размер атома и меньший заряд его ядра, по сравнению с неметаллами своего периода;
имеют высокопрочную связь внешних электронов с ядром атома;
легко расстаются с валентными электронами, превращаясь в катионы.

При н.у. все металлы (за исключением ртути) являются твердыми веществами, обладающими прочной кристаллической решеткой, образованной за счет металлических связей. Между узлами кристаллической решетки находятся свободные электроны, которые могут переносить теплоту и проводить электрический ток. Поэтому, в отличие от неметаллов, металлы хорошо проводят тепло и обладают высокой электропроводностью.

Физические свойства металлов:

твердые вещества (кроме ртути);
обладают характерным металлическим блеском;
обладают высокой электро- и теплопроводностью;
обладают высокими механическими качествами: упругостью, пластичностью, прочностью.

Самыми мягкими металлами являются калий и натрий (их можно резать ножом), самый твердый металл — хром (царапает стекло).

Самый легкоплавкий металл ртуть (-38,9°C), самый тугоплавкий — вольфрам (3380°C).

Самая низкая плотность у лития (0,59 г/см3), самая высокая — у осмия (22,48 г/см3).

Еще одной характерной особенностью металлов является их способность намагничиваться:

ферромагнетики обладают высокой способностью намагничиваться даже под действием незначительного магнитного поля (железо, никель);
парамагнетики проявляются слабую способность к намагничиванию (алюминий, хром);
диамагнетики не намагничиваются (олово, медь).

Электронные оболочки атомов металлов

Атомы металлов имеют особенности в строении своих электронных оболочек, которые обусловливают их способность отдавать валентные электроны. Внешние электроны, находящиеся на самой высокой энергетической уровне, называются валентными электронами. Число валентных электронов определяется порядковым номером элемента в таблице Менделеева. У атомов металлов в основном степени окисления положительны, так как они легко теряют свои валентные электроны.

В электронной оболочке атомов металлов внутриных электронов достаточно много, и они образуют стабильные электронные конфигурации. Поэтому, чтобы достичь наиболее стабильного состояния, атомы металлов стремятся отдать свои валентные электроны и образовать положительный ион. Это объясняет их способность к донорству электронов в химических реакциях.

Кроме того, атомы металлов часто обладают большими размерами и слабыми силами притяжения между ядром и электронами. Это также способствует их отдаче валентных электронов, так как электроны слабо удерживаются ядром и могут легко двигаться по металлической решетке.

Таким образом, особенности электронных оболочек атомов металлов, а именно большое количество внутренних электронов и слабое взаимодействие с ядром, обуславливают их способность только отдавать валентные электроны и образовывать положительные ионы при взаимодействии с другими элементами.

Внутреннее строение и физические свойства металлов

Металлы — это простые вещества, атомы которых могут только отдавать электроны. Такая особенность металлов связана с тем, что на внешнем уровне этих атомов мало электронов (чаще всего от 1 до 3) или внешние электроны расположены далеко от ядра. Чем меньше электронов на внешнем уровне атома и чем дальше они расположены от ядра, — тем активнее металл (ярче выражены его металлические свойства).

Задание 8.1. Какой металл активнее:

Назовите химические элементы А, Б, В, Г.

Металлы и неметаллы в Периодической системе химических элементов Менделеева (ПСМ) разделяет линия, проведённая от бора к астату. Выше этой линии в главных подгруппах находятся неметаллы (см. урок 3). Остальные химические элементы — металлы.

Задание 8.2. Какие из следующих элементов относятся к металлам: кремний, свинец, сурьма, мышьяк, селен, хром, полоний?

Вопрос. Как можно объяснить тот факт, что кремний — неметалл, а свинец — металл, хотя число внешних электронов у них одинаково?

Существенной особенностью атомов металлов является их большой радиус и наличие слабо связанных с ядром валентных электронов. Для таких атомов величина энергии ионизации* невелика.

Часть валентных электронов металлов, отрываясь от атомов, становятся «свободными». «Свободные» электроны легко перемещаются между атомами и ионами металлов в кристалле, образуя «электронный газ» (рис. 28).

В последующий момент времени любой из «свободных» электронов может притянуться любым катионом, а любой атом металла может отдать электрон и превратиться в ион (эти процессы показаны на рис. 28 пунктирами).

Таким образом, внутреннее строение металла похоже на слоёный пирог, где положительно заряженные «слои» атомов и ионов металла чередуются с электронными «прослойками» и притягиваются к ним. Наилучшей моделью внутреннего строения металла является стопка стеклянных пластинок, смоченных водой: оторвать одну пластинку от другой очень трудно (металлы прочные), а сдвинуть одну пластинку относительно другой очень легко (металлы пластичные) (рис. 29).

Задание 8.3. Сделайте такую «модель» металла и убедитесь в этих свойствах.

Химическая связь, осуществляемая за счёт «свободных» электронов, называется металлической связью.

«Свободные» электроны обеспечивают также такие физические свойства металлов, как электро- и теплопроводность, пластичность (ковкость), а также металлический блеск.

Задание 8.4. Найдите дома металлические предметы.

Выполняя это задание, вы легко найдёте на кухне металлическую посуду: кастрюли, сковородки, вилки, ложки. Из металлов и их сплавов делают станки, самолёты, автомобили, тепловозы, инструменты. Без металлов невозможна современная цивилизация, так как электрические провода также делают из металлов — Cu и Al. Только металлы годятся для получения антенн для радио- и телеприёмников, из металлов делают и лучшие зеркала. При этом чаще используют не чистые металлы, а их смеси (твёрдые растворы) — СПЛАВЫ.

Топ вопросов за вчера в категории Химия

Химия 20.06.2023 14:08 2126 Сапалов Андрей

№1. Определить валентность элементов в веществах. SiH4. CrO3. H2S. CO2. CO. SO3. SO2. Fe2O3. FeO.

Ответов: 1

Химия 01.07.2023 02:03 765 Шкребец Макс

Составьте формулу соединений железа (III) с серой

Ответов: 2

Химия 18.05.2023 16:56 868 Амангелды Моля

Определить валентность: FeS, Al2S3, SCl2, SCl4, CO, CO2, Na3P, Ca3P2

Ответов: 2

Химия 04.07.2023 04:40 698 Кривич Алексей

Вопрос Верны ли следующие суждения об условиях протекания реакций ионного обмена? А. Если в раство

Ответов: 2

Химия 23.09.2023 10:29 580 Бороденко Сергей

Задание 1 (60 баллов). Заполните таблицу для следующих явлений: сгибание медной проволоки; таяние

Ответов: 1

Химия 22.02.2021 12:23 324 Федів Антон

Рассчитайте массовые доли элементов в оксиде углерода (IV) – углекислом газе При выполнении задани

Ответов: 2

Химия 18.05.2023 12:20 237 Мерзлякова Света

Тест «Вода» 1.Какое свойство воды указано неверно: 1) прозрачна 3) бесцветна 2) не имеет запаха 4)

Ответов: 3

Химия 28.09.2023 06:32 106 Леонтьев Никита

Из предложенного перечня выберите две пары веществ, которые при комнатной температуре реагируют друг

Ответов: 2

Химия 03.10.2023 07:21 338 Романова Анна

Будут ли верны следующие утверждения при решении задачи расчёта соотношения масс железа и хлора в мо

Ответов: 2

Химия 01.07.2023 19:18 487 Романова Катя

Вопрос Массовая доля углерода одинакова в двух веществах, формулы которыхC2H4CH4C6H6C2H6C5H10

Ответов: 2

27.85. Химические свойства металлов

По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются. Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель — металлический литий, золото — самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) — самый сильный окислитель, литий (I) — самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно‒земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Физические свойства металлов:

1. Плотность металлов:

Легкие: Al, Na, Mg,Sn, Ga

Тяжелые: Cu, Pb, Fe, Hg, Cd

2. Температура плавления:

Легкоплавкие (t

Тугоплавкие (t>1000C): W, Cr, Fe, Mo, Nb

3. Твердость:

Мягкие: Na, Pb, Ba, In, Cd

Твердые: Cr, Fe, Zn, Ag

4. Общие свойства металлов: твердая кристаллическая структура, у большинства – серый цвет, металлический блеск, электро- и теплопроводность, ковкость и пластичность.

Способы получение металлов:

1. Пирометаллургия

Карботермия (при высоких температурах):

FeO + C = Fe + CO

Fe₃O₄+ 4C = 3Fe + 4CO₂

Гидротермия (восстановление водородом)

WO₃+ 3H₂= W + 3H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O

Вакуумтермия (восстановление более активными металлами)

KCl + Na = NaCl + K

TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

3BaO + 2Al = Al₂O₃ + 3Ba

2. Гидрометаллургия (как правило в несколько стадий)

1) CuO + H₂SO₄ = CuSO₄+ H₂O

2) CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

3. Электрометаллургия – электролиз расплавов и растворов(подробнее эта тема рассматривается на уроке – электролиз)

Na[AlF₄]

2Al₂O₃ = 4Al + 3O₂
2CuSO₄ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄
KCl = K + Cl₂
4NaOH = 4Na + O₂ + 2H₂O

Химические свойства металлов:

Вещество	Металл и условие реакции	Пример
С ПРОСТЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ
Галогены: F₂, Cl₂, Br₂, I₂	Большинство металлов	Fe(Сr) + Г₂ = 2FeГ₃ НО: Fe(Cr) + I₂ = FeI₂
С кислородом	Li, Ca, Al, Fe и другие	4Li + O₂ = 2Li₂O 4Al+ 3O₂ = 2Al₂O₃ 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄
Na, K	2Na + O₂ = Na₂O₂ (пероксид натрия) K + O₂ = KO₂ (супероксид калия)
C серой образуются сульфида	Металлы реагируют при нагревании	2Na + S = Na₂S Fe + S = FeS Cr + S = CrS 2Al + 3S = Al₂S₃
С азотом образуются нитриды	Реагируют при нагревании	6Li + N₂ = 2Li₃N 3Ca + N₂ = Ca₃N₂ Fe + N₂ = НЕ РЕАГИРУЕТ! 2Cr + N₂ = 2CrN
С фосфором образуются фосфиды	При нагревании	Na + P = Na₃P Fe + P =Fe_xP_y (бертолиды)
С углеродом образуются карбиды	При нагревании	2Li + 2C = Li₂C₂ Ca + 2C = CaC₂ 4Al + 3C = Al₄C₃
C кремнием образуются силициды	При нагревании	6Li + 2Si = Li₆Si₂ Mg + Si = Mg₂Si
C водородом образуются гидриды	С кальцием при нагревании	2Li + H₂ = 2LiH Ca + H₂ = CaH₂ Al + H₂ = НЕ РЕАГИРУЕТ!
СО СЛОЖНЫМИ ВЕЩЕСТВАМИ
С водой	При нагревании, кроме Na, Ca, Sr, Ba, K, Li	2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂ 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂
В присутствии амальгамы	2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂
С солями	Вытесняют менее активный металл. Реакция не идет с металлами от Li до Na (в ряду активности метллов)	Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu 2Mg + TiCl₄ = 2MgCl₂ + Ti
Реакции с оксидами азота		2Cu + NO₂ = N₂ + 2CuO Cu + N₂O = N₂+ CuO 2Cu + 2NO = N₂ + 2CuO

Сталь – сплав железа и углеродаНекоторые широко используемые сплавы:

Бронза – сплав меди с оловом

Латунь – сплав меди с цинком

Амальгамы – сплавы металлов, содержащие ртуть

Прочитано
Отметь, если полностью прочитал текст

Сравнительная характеристика свойств кислот

Сильные кислоты, такие как серная кислота и соляная кислота, обладают более высокой кислотностью и являются сильными окислителями. Они также могут вызывать ожоги и другие повреждения тканей при контакте с кожей или глазами.

Слабые кислоты, такие как уксусная кислота, могут использоваться в пищевой и медицинской промышленности. Они не вызывают серьезных повреждений при контакте с кожей или глазами.

Кислоты также могут быть классифицированы как минеральные или органические. Минеральные кислоты образуются в результате реакции металлов или неметаллов с кислородом, а органические кислоты содержат углерод в своей молекуле.

Ионы кислот также могут иметь различную зарядность. Например, серная кислота (H2SO4) имеет два отрицательных и один положительный ион, а фосфорная кислота (H3PO4) имеет три отрицательных и один положительный ион. Зарядность иона кислоты влияет на ее реакционную способность и взаимодействие с другими веществами.

Соли являются продуктом реакции кислоты и основания. Например, при реакции соляной кислоты (HCl) с гидроксидом натрия (NaOH) образуется соль натрия (NaCl) и вода (H2O):

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Соли также могут быть классифицированы как кислые, основные или нейтральные, в зависимости от того, какая кислота и основание были использованы при их образовании. Например, сульфат меди (II) (CuSO4) является кислой солью, поскольку она образуется при реакции серной кислоты (H2SO4) и гидроксида меди (Cu(OH)2).

В заключение, кислоты – это важный класс химических соединений, имеющий широкое применение в различных областях, от производства удобрений и лекарств до производства пластмасс и красителей. Знание свойств и способов применения кислот является важным компонентом обучения химии и может быть полезным для решения практических задач в различных областях деятельности.

Ответы на вопрос

Отвечает Леонардыч Евгений.

Ответ:

Объяснение:

1. Закономерность в периодах:

Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:

а) заряд ядер атомов увеличивается;

б) радиус атомов уменьшается;

в) электроотрицательность элементов увеличивается;

г) количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);

д) высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);

е) число электронных слоев атомов не изменяется;

ж) металлические свойства уменьшается;

з) неметаллические свойства элементов увеличивается.

2. Высшие оксиды элементов третьего периода:

от натрия к хлору постепенно основные свойста оксидов ослабевают и возрастают кислотные свойства.

Na₂O оксид натрия, щелочной оксид, при растворении в воде образует щелочь.

MgO оксид магния, щелочноземельный оксид, проявляет только основные свойства, малорастворим в воде,

AI₂O₃ оксид алюминия, амфотерный оксид, пооявляет основные и кислотные свойста.

SiO₂ оксид кремния, кислотный оксид, не растворим в воде.

P₂O₅ оксид фосфора(V), кислотный оксид, при растворении в воде образует слабую ортофосфорную кислоту H₃PO₄.

SO₃ оксид серы(IV), кислотный оксид, при растворении в воде образует сильную серную кислоту H₂SO₄ .

CI₂O₇ оксид хлора(VII), кислотный оксид, медленно растворяется в холодной воде, образуя сильную хлорную кислоту HCIO₄. Оксид хлора(VII) проявляет сильные окислительные свойства.

Элемент Аргон не образует соединение, он инертен другим элементам.

Отвечает Харьков Андрей.

Высшие оксиды химических элементов третьего периода включают атомы с номерами 11 (натрий) до 18 (аргон). Они образуют оксиды с более высокими степенями окисления в сравнении с основными оксидами, которые образуются при образовании основных соединений.

Следующие элементы третьего периода образуют высшие оксиды:

Натрий (Na) образует пероксид (Na2O2) и супероксид (NaO2).
Магний (Mg) образует пероксид (MgO2).
Алюминий (Al) образует оксид (Al2O3).
Кремний (Si) образует два основных оксида: оксид (SiO2) и диоксид (SiO4).
Фосфор (P) образует оксид (P2O5).
Сера (S) образует оксид (SO3).
Хлор (Cl) образует оксид (Cl2O7).
Аргон (Ar) образует оксид (ArO3).

Закономерности изменения свойств высших оксидов третьего периода связаны с положением элементов в периодической системе:

Оксиды натрия, магния и алюминия (Na2O2, NaO2, MgO2, Al2O3) являются сильными окислителями и обладают окислительными свойствами.
Оксиды кремния и фосфора (SiO2, SiO4, P2O5) обладают амфотерными свойствами, то есть они могут проявлять и кислотные, и основные свойства. Это связано с их способностью образовывать кислоты и основания при реакции с водой.
Оксид серы (SO3) является кислотным оксидом и может образовывать кислоты при реакции с водой.
Оксид хлора (Cl2O7) является кислотным оксидом и может образовывать кислоту при реакции с водой.
Оксид аргона (ArO3) является оксидом аргона и является нестабильным соединением, которое образуется только в лабораторных условиях.

Закономерности в изменении свойств высших оксидов в третьем периоде связаны с изменением электроотрицательности

Взаимодействие с кислородом

Многие металлы могут вступать в реакцию с кислородом. Обычно продуктами этих реакций являются оксиды, но есть и исключения, о которых вы узнаете на следующем уроке. Рассмотрим взаимодействие магния с кислородом.

Магний горит в кислороде, при этом образуется оксид магния:

2Mg + O₂ = 2Mg+2O-2

Рис. 1. Горение магния в кислороде

Атомы магния отдают свои внешние электроны атомам кислорода: два атома магния отдают по два электрона двум атомам кислорода. При этом магний выступает в роли восстановителя, а кислород – в роли окислителя.

Видео-опыт: “Горение магния”

Обратите внимание!!! Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют. 2

Взаимодействие с галогенами, образуются галогениды

2. Взаимодействие с галогенами, образуются галогениды

Для металлов характерна реакция с галогенами. Продуктом такой реакции является галогенид металла, например, хлорид.

Рис. 2. Горение калия в хлоре

Калий сгорает в хлоре образованием хлорида калия:

2К + Cl₂ = 2K+1Cl-1

Два атома калия отдают молекуле хлора по одному электрону. Калий, повышая степень окисления, играет роль восстановителя, а хлор, понижая степень окисления,- роль окислителя

3. Взаимодействие с серой

Многие металлы реагируют с серой с образованием сульфидов. В этих реакциях металлы также выступают в роли восстановителей, тогда как сера будет окислителем. Сера в сульфидах находится в степени окисления -2, т.е. она понижает свою степень окисления с 0 до -2. Например, железо при нагревании реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S = Fe+2S-2

Рис. 3. Взаимодействие железа с серой

Видео-опыт: “Взаимодействие цинка с серой”

Металлы также могут реагировать с водородом, азотом и другими неметаллами при определенных условиях.

4. Взаимодействие с водой

Металлы по — разному реагируют с водой:

Помните!!!

Алюминий реагирует с водой подобно активным металлам, образуя основание:

Видео-опыт: “Взаимодействие натрия с водой”

Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe₃O₄ и водород: 3Fe+4H+1₂O−2 → Fe+2O−2⋅Fe+3₂O−2₃+ 4H₂

5. Взаимодействие с кислотами

Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:

H₂SO₄(конц.) + Me = соль + H₂O + Х

Щелочные

и щелочноземельные

Fe, Cr, Al

Металлы

до водорода

Сd-Pb

Металлы после

водорода (при t)

Au, Pt

1)пассивируются на холоде;

S↓

могут H₂S илиSO₂

—

H₂SO₄(разб) + Cu ≠

Внимание!

Pt, Au + H2SO4 (конц.) →реакции нет

Al, Fe, Cr + H2SO4 (конц.) холодная→ пассивация

Страницы

Главная страница
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
2.1 Вещества. Атомы
2.2 Размеры атомов
2.3 Молекулы. Химические формулы
2.4 Простые и сложные вещества
2.5 Валентность элементов
2.6 Моль. Молярная масса
2.7 Закон Авогадро
2.8 Закон сохранения массы веществ
2.9 Вывод химических формул
3.1 Строение атома. Химическая связь
3.2 Строение атома
3.4 Строение электронной оболочки атома
3.5 Периодическая система химических элементов
3.6 Зависимость свойств элементов
3.7 Химическая связь и строение вещества
3.8 Гибридизация орбиталей
3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
3.10 Степени окисления элементов
4.1 Классификация химических реакций
4.2 Тепловые эффекты реакций
4.3 Скорость химических реакций
4.4 Необратимые и обратимые реакции
4.5 Общая классификация химических реакций
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
5.2 Количественная характеристика состава растворов
5.3 Электролитическая диссоциация
5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
5.5 Диссоциация воды
5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
5.7 Гидролиз солей
6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
6.2 Кислоты, их свойства и получение
6.3 Амфотерные гидроксиды
6.4 Соли, их свойства и получение
6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
6.6 Понятие о двойных солях
7.1 Металлы и их соединения
7.2 Электролиз
7.3 Общая характеристика металлов
7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
7.5 Алюминий
7.6 Железо
7.7 Хром
7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
8.2 Водород, его получение
8.3 Галогены. Хлор
8.4 Халькогены. Кислород
8.5 Сера и ее важнейшие соединения
8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
8.8 Фосфор и его соединения
8.9 Углерод и его важнейшие соединения
8.10 Кремний и его важнейшие соединения
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
9.3 Предельные углеводороды (алканы)
9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
9.4 Понятие о циклоалканах
9.5 Непредельные углеводороды
9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
9.7 Алкины
9.8 Ароматические углеводороды
9.9 Природные источники углеводородов
10.1 Кислородсодержащие органические соединения
10.2 Фенолы
10.3 Альдегиды
10.4 Карбоновые кислоты
10.5 Сложные эфиры. Жиры
10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
10.7 Углеводы
11.1 Амины. Аминокислоты
11.2 Белки
11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
11.4 Нуклеиновые кислоты
12.1 Высокомолекулярные соединения
12.2 Синтетические волокна

ХИМИЯ

§ 18.2. Общие химические свойства металлов

Общая характеристика металлов

Электронные оболочки атомов металлов

Внутреннее строение и физические свойства металлов

Топ вопросов за вчера в категории Химия

27.85. Химические свойства металлов

Сравнительная характеристика свойств кислот

Ответы на вопрос

Взаимодействие с кислородом

Страницы

Похожие записи:

Похожие записи: