Какие свойства проявляют металлы. Металлы: общая характеристика металлов и сплавов

По своей химической активности металлы очень сильно различаются. О химической активности металла можно примерно судить по его положению в .

Самые активные металлы расположены в начале этого ряда (слева), самые малоактивные - в конце (справа).
Реакции с простыми веществами. Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Условия протекания реакций, а иногда и их продукты сильно различаются для разных металлов.
Так, например, щелочные металлы активно реагируют с кислородом (в том числе в составе воздуха) при комнатной температуре с образованием оксидов и пероксидов

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Малоактивные металлы (например, золото, платина) с кислородом не реагируют и поэтому на воздухе практически не изменяют своего блеска.
Большинство металлов при нагревании с порошком серы образуют соответствующие сульфиды:

Реакции со сложными веществами. С металлами реагируют соединения всех классов - оксиды (в том числе вода), кислоты, основания и соли.
Активные металлы бурно взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 ;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2 .

Поверхность таких металлов, как, например, магний и алюминий, защищена плотной пленкой соответствующего оксида. Это препятствует протеканию реакции с водой. Однако если эту пленку удалить или нарушить ее целостность, то эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, порошкообразный магний реагирует с горячей водой:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2 .

При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Mil и др. При этом образуются соответствующие оксиды. Например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает реакция:

3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO 3) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с большой скоростью):

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .

Малоактивные металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено образованием на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец, стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его поверхности пленки нерастворимых солей (PbSO 4 и PbCl 2).

Под металлами подразумевают группу элементов, которая представлена в виде наиболее простых веществ. Они обладают характерными свойствами, а именно высокой электро- и теплопроводностью, положительным температурным коэффициентом сопротивления, высокой пластичностью и металлическим блеском.

Заметим, что из 118 химических элементов, которые были открыты на данный момент, к металлам следует относить:

• среди группы щёлочноземельных металлов 6 элементов;
• среди щелочных металлов 6 элементов;
• среди переходных металлов 38;
• в группе лёгких металлов 11;
• среди полуметаллов 7 элементов,
• 14 среди лантаноидов и лантан,
• 14 в группе актиноидов и актиний,
• Вне определения находятся бериллий и магний.

Исходя из этого, к металлам относятся 96 элементов. Рассмотрим подробней, с чем реагируют металлы. Поскольку на внешнем электронном уровне у большинства металлов находится небольшое количество электронов от 1 до 3-х, то они в большинстве своих реакций могут выступать в качестве восстановителей (то есть они отдают свои электроны другим элементам).

Реакции с наиболее простыми элементами

• Кроме золота и платины, абсолютно все металлы реагируют с кислородом. Заметим также, что реакция при высоких температурах происходит с серебром, однако оксид серебра(II) при нормальных температурах не образуется. В зависимости от свойств металла, в результате реакции с кислородом образовываются оксиды, надпероксиды и пероксиды.

Приведем примеры каждого из химического образования:

1. оксид лития – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
2. надпероксид калия – K+O 2 =KO 2 ;
3. пероксид натрия – 2Na+O 2 =Na 2 O 2 .

Для того, чтобы получить оксид из пероксида, его нужно восстановить тем же металлом. Например, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. С малоактивными и со средними металлами подобная реакция будет происходить только при нагревании, к примеру: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4 .

• С азотом металлы могут реагировать только с активными металлами, однако при комнатной температуре может взаимодействовать только литий, образуя при этом нитриды – 6Li+N 2 =2Li 3 N, однако при нагревании происходит такая химическая реакция 2Al+N 2 =2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2 .
• С серой, как и с кислородом, реагируют абсолютно все металлы, при этом исключением являются золото и платина. Заметим, что железо может взаимодействовать только при нагревании с серой, образовывая при этом сульфид: Fe+S=FeS
• Только активные металлы могут реагировать с водородом. К ним относятся металлы группы IA и IIA, кроме берилия. Такие реакции могут осуществляться только при нагревании, образовывая гидриды.

  Так как степень окисления водорода считается?1, то металлы в данном случае выступают как восстановители: 2Na+H 2 =2NaH.

• Реагируют с углеродом также самые активные металлы. В результате этой реакции образовываются ацетилениды или метаниды.

Рассмотрим, какие металлы реагируют с водой и что они дают в результате этой реакции? Ацетилены при взаимодействии с водой будут давать ацетилен, а метан получится в результате реакции воды с метанидами. Приведем примеры данных реакций:

1. Ацетилен – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Метан - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2 .

Реакция кислот с металлами

Металлы с кислотами могут также реагировать по-разному. Со всеми кислотами реагируют только те металлы, которые в ряду стоят электрохимической активности металлов до водорода.

Приведем пример реакции замещения, которая показывает, с чем реагируют металлы. По-другому такая реакция называется окислительно-восстановительной: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Некоторые кислоты могут также взаимодействовать с металлами, которые стоят после водорода: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Заметим, что разбавленная такая кислота может реагировать с металлом по приведенной классической схеме: Mg+H 2 SO 4 =MgSO 4 +H 2 ^.

Восстановительные свойства - это главные химические свойства, характерные для всех металлов. Они проявляются во взаимодействии с самыми разнообразными окислителями, в том числе с окислителями из окружающей среды. В общем виде взаимодействие металла с окислителями можно выразить схемой:

Ме + Окислитель " Me (+Х),

Где (+Х) - это положительная степень окисления Ме.

Примеры окисления металлов.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

1. Металлы реагируют с неметаллами.

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода

Me + HCl → соль + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.

2Me + 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H 2

Продуктом окисления металла является его гидроксид – Me(OH) n (где n-степень окисления металла).

Например:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Продукт окисления в таких реакциях – оксид металла Me 2 O n (где n-степень окисления металла).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 ·FeO + 4H 2

5. Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют

6. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Активные металлы ‑ цинк и железо заместили медь в сульфате и образовали соли. Цинк и железо окислились, а медь восстановилась.

7. Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.

Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .

на холоде: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O образуется хлорид и гипохлорит

при нагревании: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O образуется лорид и хлорат

8 Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.

9. Галогены не реагируют с кислородом.

10. Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.

3Zn+4H2SO4=3 ZnSO4+S+4H2O

11. Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.

2Мg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Классификация неорганических соединений

Простые вещества – вещества, молекулы которых состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения) – вещества, молекулы которых состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Простые вещества разбиваются на две большие группы: металлы и неметаллы.

Металлы – группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами: твёрдые вещества (исключение составляет ртуть) имеют металлический блеск, являются хорошими проводниками теплоты и электричества, ковкие (железо (Fe), медь (Cu), алюминий (Al), ртуть (Hg), золото (Au), серебро (Ag) и др.).

Неметаллы – группа элементов: твёрдые, жидкие (бром) и газообразные веществ, которые не обладают металлическим блеском, являются изоляторы, хрупкие.

А сложные вещества в свою очередь подразделятся на четыре группы, или класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого – нибудь другого вещества.

Основания – это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид – анионы OH-.

Кислоты – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла.

Соли – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Соль представляет собой продукт частичного или полного замещения атомов водорода кислоты металлом.

Характерные химические свойства простых веществ – металлов

Большинство химических элементов относят к металлам - 92 из 114 известных элементов. Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а некоторые - и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Это свойство атомов металлов определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от 1 до 3 на внешнем слое). Исключение составляют лишь 6 металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют 4 электрона, атомы сурьмы и висмута - 5, атомы полония - 6. Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от 0,7 до 1,9) и исключительно восстановительные свойства , т. е. способность отдавать электроны. В Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор - астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственными свойствами : в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других - проявляют свойства неметаллов. В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Сравните активность известных вам металлов I группы побочной подгруппы: Cu, Ag, Au; II группы побочной подгруппы: Zn, Cd, Hg - и вы убедитесь в этом сами. Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов данных металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами - металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено 76 элементов, и из них только 14 не являются металлами.

В организме человека некоторые элементы металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т. е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т. е. это микроэлементы. Если человек весит 70 кг, то в его организме содержится (в граммах): кальция - 1700, калия - 250, натрия - 70, магния - 42, железа - 5, цинка - 3. Все металлы чрезвычайно важны, проблемы со здоровьем возникают и при их недостатке, и при избытке.

Например, ионы натрия регулируют содержание воды в организме, передачу нервных импульсов. Его недостаток приводит к головной боли, слабости, слабой памяти, потере аппетита, а избыток - к повышению артериального давле­ния, гипертонии, заболеваниям сердца.

Простые вещества - металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век). Начавшаяся примерно 100 лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до 3000 °С; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы - алюминий и магний. Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов, и сплавов - все зависит от поставленной цели, необходимых для ее достижения свойств материала. На рисунке изображена схема кристаллической решетки металлического натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 , где 3s, 3p, 3d - валентные орбитали .

Единственный валент­ный электрон атома натрия 3s 1 может занимать любую из девяти свободных орбиталей - 3s (одна), 3р (три) и 3d (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристалличе­ская решетка, валентные орбитали соседних ато­мов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на дру­гую, осуществляя связь между всеми атомами кри­сталла металла. Такую химическую связь называют металлической.

Металлическую связь обра­зуют элементы, атомы кото­рых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла. Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь - это связь в металлах и сплавах между атом-ионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами. Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ - существовать в нескольких кристаллических модификациях - называют полиморфизмом. Полиморфизм простых веществ известен под названием аллотропии. Например, железо имеет четыре кристалличес­кие модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

α - устойчива до 768 °С, ферромагнитная;

β - устойчива от 768 до 910 °С, неферромагнит­ная, т. е. парамагнитная;

γ - устойчива от 910 до 1390 °С, неферромаг­нитная, т. е. парамагнитная;

δ - устойчива от 1390 до 1539 °С (£° пл железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модифика­ции:

α - устойчива ниже 13,2 °С (р = 5,75 г/см 3). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решет­ку типа алмаза (атомную);

β - устойчива выше 13,2 °С (р = 6,55 г/см 3). Это белое олово.

Белое олово - серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже 13,2 °С он рассы­пается в серый порошок, т. к. при переходе значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны опре­делять и объяснять их физические свойства. Каковы же они? Это ме­таллический блеск, пластич­ность, высокая электрическая проводимость и теплопровод­ность, рост электрического сопротивления при повыше­нии температуры, а также та­кие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства. Механическое воздействие на кристалл с метал­лической кристаллической решеткой вызывает сме­щение слоев ион-атомов друг относительно друга (рис. 17), а так как электроны переме­щаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов харак­терна большая пластичность. Аналогичное воздействие на твердое вещество с кова­лентными свя зями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалент­ных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ио­нов. Поэтому вещества с атом­ными и ионными кристаллическими решетками хрупкие. Наиболее пластичные металлы - это Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Они легко вытягиваются в проволо­ку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить зо­лотую фольгу толщиной 0,003 мм, а из 0,5 г этого металла можно вытянуть нить длиной 1 км. Даже ртуть, которая при комнатной температу­ре жидкая, при низких температурах в твердом со­стоянии становится ковкой, как свинец. Не обла­дают пластичностью лишь Bi и Mn, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное про­странство, отражают световые лучи (а не пропу­скают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой ча­сти спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в боль­шей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и «медный» цвета. Хотя на практике металл не всегда нам кажет­ся «светлым телом». Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому само­родная медь выглядит зеленоватым камнем. А во- вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листки серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид - они имеют голубовато-зеле­ный цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными. Наибольшую отражательную способность име­ют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожек­торах.

Почему металлы имеют высокую электриче­скую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды ко­лебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет переме­щение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах ко­лебательное движение, наоборот, сильно умень­шается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля со­противление у металлов практически отсутству­ет, у большинства металлов появляется сверх­проводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать. Наибольшую электрическую проводимость име­ют серебро, медь, а также золото, алюминий, наи­меньшую - марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется тепло­проводность металлов. Она обусловлена большой подвижностью свобод­ных электронов, которые, сталкиваясь с колеблю­щимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температу­ра плавления у металлов очень сильно отличаются . Причем с увеличением числа электронов, связы­вающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы (Li, K, Na, Rb, Cs), атомы которых имеют один валентный электрон , мягкие (режутся ножом), с небольшой плотностью (литий - самый легкий металл с р = 0,53 г/см 3) и плавятся при невысоких температурах (напри­мер, температура плавления цезия 29 °С). Един­ственный металл, жидкий при обычных усло­виях, - ртуть - имеет температуру плавления, равную -38,9 °С. Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре (842 °С). Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона. Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления на­блюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для ме­таллов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осущест­вляемой электронами внешнего слоя с s-орбиталей.

Самый тяжелый металл - это осмий (Os) с р = 22,5 г/см 3 (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл - это вольфрам W с t = 3420 °С (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл - это хром Cr (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изго­тавливают металлорежущий инструмент, тормоз­ные колодки тяжелых машин и др. Металлы поразному взаимодействуют с магнит­ным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способно­стью сильно намагничиваться. Их называют фер­ромагнетиками. Большинство металлов (щелоч­ные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничивают­ся и не сохраняют это состояние вне магнитного поля - это парамагнетики. Металлы, выталкива­емые магнитным полем, - диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

При рассмотрении электронного строения ме­таллов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп (s- и p-элементы) и металлы побочных под­групп (переходные d- и f-элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

1. Плотность - легкие (р < 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Температуре плавления - легкоплавкие и ту­гоплавкие.

Существуют классификации металлов по хими­ческим свойствам. Металлы с низкой химической активностью на­зывают благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги - осмий, иридий, рутений, палладий, родий). По близости химических свойств выделяют ще­лочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, ра­дий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актино­иды).

Общие химические свойства металлов

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положитель­но заряженные ионы, то есть окисляются. В этом 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.

Восстановительную активность металла в хи­мических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду 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 Na + , поэтому первый процесс является энергетически более выгодным. Рассмотрев общие положения, характеризую­щие восстановительные свойства металлов, пере­йдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

· С кислородом большинство металлов образу­ют оксиды - основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хро­ма (VI) CrO g или оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 , не образуются при прямом окислении металла кисло­родом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы Na, K активно реагируют с кислородом воздуха , образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими ме­таллами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислоро­дом воздуха, взаимодействуют с ним менее актив­но или при нагревании:

· С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот , например:

· С водородом самые активные металлы образуют гидриды - ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1, например:

Многие переходные металлы образуют с водо­родом гидриды особого типа - происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между ато­мами и ионами, при этом ме­талл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объ­еме. Поглощенный водород находится в металле, повидимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточ­ного характера.

· С серые металлы образуют соли - сульфиды , например:

· С азотом металлы реагируют несколько труд­нее , т. к. химичес кая связь в молекуле азота N 2 очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

· С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания - щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водо­рода, тоже могут при опреде­ленных условиях вытеснять водород из воды. Но алюми­ний бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т. к. протекает реакция:

Железо взаимодействует с водой только в рас­каленном виде:

· С кислотами в растворе (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH и др., кроме HNO 3 ) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

А вот свинец (и некоторые другие металлы), не­смотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т. к. образующийся сульфат свин­ца PbSO 4 нерастворим и создает на поверхности ме­талла защитную пленку.

· С солями менее активных металлов в рас­творе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее актив­ный металл в свободном виде.

Нужно помнить, что реакция идет в тех случа­ях, когда образующаяся соль растворима. Вытесне­ние металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучал Н. Н. Бекетов - великий русский ученый в области физической химии. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ря­да напряжений металлов.

· С органическими веществами. Взаимодей­ствие с органическими кислотами аналогично ре­акциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

Аналогично реагирует и фенол:

Металлы участвуют в реакциях с галогеналка­нами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых про­исходит усложнение углеродного скелета молеку­лы (реакция А. Вюрца):

· Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны. Например:

· Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

Cu 3 Au, LaNi 5 , Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Металлы главных подгрупп I-III групп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева

Общая характеристика

Это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы - сильные восстановители . Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т. е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами - окислителями . В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи). Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона . Они являются сильнейшими восстановителями, имеют степень окисления +2. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют эле­менты бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к p-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три (s 2 p 1 ) элек­трона , чем объясняется сходство свойств. Степень окисления +3. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор - эле­мент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют окси­ды и гидроксиды.

Большинство металлов находится в подгруппах Пе­риодической системы. В от­личие от элементов главных подгрупп, где происходит по­степенное заполнение элек­тронами внешнего уровня атомных орбиталей, у элементов побочных подгрупп заполняются d-орбитали предпоследнего энергетического уровня и s-орбитали последнего. Число электронов соответ­ствует номеру группы. Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером. Все элементы подгрупп - металлы.

Простые вещества, образованные металлами подгрупп, имеют прочные кристаллические решет­ки, устойчивые к нагреванию. Эти металлы самые прочные и тугоплавкие среди других металлов. У d-элементов ярко проявляется переход с увели­чением их валентности от основных свойств через амфотерные к кислотным.

Щелочные металлы (Na, K)

На внешнем энергетическом уровне атомы щелоч­ных металлов элементов содержат по одному элек­трону , находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления +1. Их восстановительные свойства с ростом ради­уса атомов усиливаются от Li к Cs . Все они типич­ные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами :

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение Li) образуют перокси­ды. В свободном виде щелочные металлы не встре­чаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды - твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды NaOH, KOH - твердые белые веще­ства, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: Na 2 CO 3 - карбонат натрия; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристаллическая сода; NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, пищевая сода; K 2 CO 3 - карбо­нат калия, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова соль; NaCl - хлорид натрия, пищевая соль.

Элементы I группы в таблицах

Щелочноземельные металлы (Ca, Mg)

Кальций (Ca) является пред­ставителем щелочноземельных металлов , которыми называют­ся элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щело­чи. Кальций на внешнем энергетическом уровне содержит два электрона , степень окисления +2.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний (Mg) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также +2. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает химическую актив­ность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. MgO и Mg(OH) 2 проявляют основные свойства. Хотя Mg(OH) 2 и малорастворим, но окра­шивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Mg + O 2 = MgO 2

Оксиды MO - твердые белые тугоплавкие веще­ства. В технике CaO называют негашеной известью, а MgO - жженой магнезией, эти оксиды используют в про­изводстве строительных ма­териалов. Реакция оксида кальция с водой сопровождается выде­лением теплоты и называется гашением извести, а образу­ющийся Ca(OH) 2 - гашеной известью. Прозрачный рас­твор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь Ca(OH) 2 в воде - известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодей­ствием их с кислотами.

CaCO 3 - карбонат кальция, мел, мрамор, из­вестняк. Применяется в строительстве. MgCO 3 - карбонат магния - применяется в металлургии для освобождения от шлаков.

CaSO 4 2H 2 O - гипс. MgSO 4 - сульфат магния - называют горькой, или английской, со­лью, содержится в морской воде. BaSO 4 - сульфат ба­рия - благодаря нераство­римости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая ка­ша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится 1,5 % массы тела человека, 98 % кальция содержится в костях. Маг­ний является биоэлементом, его в теле человека около 40 г, он участвует в образовании белковых молекул.

Щелочноземельные металлы в таблицах

Алюминий (Al) - элемент главной подгруппы III группы периодической системы Д. И. Менделеева. Атом алюминия содержит на внешнем энергетическом уровне три электрона , которые он легко отдает при химических взаимодействиях. У родоначальника подгруппы и верхнего соседа алюминия - бора - радиус атома меньше (у бора он равен 0,080 нм, у алюминия - 0,143 нм). Кроме того, у атома алюминия появляется один промежуточный восьмиэлектронный слой (2е; 8е; 3е), который препятствует протяжению внешних электронов к ядру. Поэтому у атомов алюминия восстановительные свойства выражены достаточно сильно.

Почти во всех своих соединениях алюминий имеет степень окисления +3 .

Алюминий простое вещество

Серебристо-белый легкий металл. Плавится при 660 °С. Очень пластичен, легко вытя­гивается в проволоку и прока­тывается в фольгу толщиной до 0,01 мм. Обладает очень большой электрической проводимостью и теплопро­водностью. Образуют с другими металлами легкие и прочные сплавы. Алюминий - очень активный металл. Если порошок алюминия или тонкую алюминиевую фольгу сильно нагреть, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем :

Эту реакцию можно наблюдать при горении бен­гальских огней и фейерверков. Алюминий, как и все металлы, легко реагирует с неметаллами , особенно в порошкообразном состо­янии. Для того чтобы началась реакция, необхо­димо первоначальное нагревание, за исключением реакций с галогенами - хлором и бромом, зато потом все реакции алюминия с неметаллами идут очень бурно и сопровождаются выделением боль­шого количества теплоты:

Алюминий хорошо растворяется в разбавлен­ных серной и соляной кислотах :

А вот концентрированные серная и азотная кис­лоты пассивируют алюминий , образуя на поверх­ности металла плотную прочную оксидную пленку , которая препятствует дальнейшему протеканию ре­акции. Поэтому эти кислоты перевозят в алюмини­евых цистернах.

Оксид и гидроксид алюминия обладают амфо­терными свойствами , поэтому алюминий растворя­ется в водных растворах щелочей, образуя соли - алюминаты:

Алюминий широко используется в металлур­гии для получения металлов - хрома, марганца, ванадия, титана, циркония из их оксидов. Этот способ носит название алюмотермия. На практике часто применяют термит - смесь Fe 3 O 4 с порош­ком алюминия. Если эту смесь поджечь, например, с помощью магниевой ленты, то происходит энер­гичная реакция с выделением большого количества теплоты:

Выделяющейся теплоты вполне достаточно для полного расплавления образующегося железа, по­этому этот процесс используют для сварки сталь­ных изделий.

Алюминий можно получить электролизом - разложением расплава его оксида Al 2 O 3 на состав­ные части с помощью электрического тока. Но температура плавления оксида алюминия около 2050 °С, поэтому для проведения электролиза не­обходимы большие затраты энергии.

Соединения алюминия

Алюмосиликаты . Эти соединения можно рас­сматривать как соли, образованные оксидом алю­миния, кремния, щелочных и щелочноземельных металлов. Они и составляют основную массу земной коры. В частности, алюмосиликаты входят в состав полевых шпатов - наиболее распространенных ми­нералов и глин.

Боксит - горная порода, из которой получают алюминий. Она содержит оксид алюминия Al 2 O 3 .

Корунд - минерал состава Al 2 O 3 , обладает очень высокой твердостью, его мелкозернистая разновид­ность, содержащая примеси, - наждак, применя­ется как абразивный (шлифовочный) материал. Эту же формулу имеет и другое природное со­единение - глинозем.

Хорошо известны прозрачные, окрашенные примесями, кристаллы корунда: красные - руби­ны и синие - сапфиры, которые используют как драгоценные камни. В настоящее время их получа­ют искусственно и применяют не только для укра­шений, но и для технических целей, например, для изготовления деталей часов и других точных при­боров. Кристаллы рубинов применяются в лазерах.

Оксид алюминия Al 2 O 3 - белое вещество с очень высокой температурой плавления. Может быть по­лучен разложением при нагревании гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия Al(OH) 3 выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на рас­творы солей алюминия:

Как амфотерный гидроксид он легко растворяется в кислотах и растворах щелочей:

Алюминатами называют соли неустойчивых алюминиевых кислот - ортоалюминиевой H 2 AlO 3 , метаалюминиевой HAlO 2 (ее можно рассматривать как ортоалюминиевую кислоту, от молекулы кото­рой отняли молекулу воды). К природным алюми­натам относится благородная шпинель и драгоцен­ный хризоберилл. Соли алюминия, кроме фосфатов, хорошо растворимы в воде. Некоторые соли (сульфиды, суль­фиты) разлагаются водой. Хлорид алюминия AlCl 3 применяют в качестве катализатора в производстве очень многих органи­ческих веществ.

Элементы III группы в таблицах

Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа

Медь (Cu) - элемент побоч­ной подгруппы первой груп­пы. Электронная формула: (…3d 10 4s 1). Десятый d-электрон у нее подвижный, т. к. он пере­местился с 4S-подуровня. Медь в соединениях про­являет степени окисления +1 (Cu 2 O) и +2 (CuO). Медь - металл светло-розового цвета, тягучий, вязкий, отличный проводник электричества. Тем­пература плавления 1083 °С.

Как и другие металлы подгруппы I группы пе­риодической системы, медь стоит в ряду активно­сти правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета - гидроксида меди (II), который при нагревании разла­гается на основный оксид CuO черного цвета и воду:

Химические свойства меди в таблицах

Цинк (Zn) - элемент по­бочной подгруппы II группы. Его электронная формула сле­дующая: (…3d 10 4s 2). Так как в атомах цинка предпоследний d-подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления +2.

Цинк - металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки. Цинк - один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами :

Цинк как и другие металлы вытесняет менее активные металлы из их солей :

Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2

Гидроксид цинка амфотерен , т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (аналогично происходит и с алюминием):

Химические свойства цинка в таблицах

На примере хрома (Cr) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально : происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома +6. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

При добавлении раствора щелочи к такому рас­твору образуется осадок Me(OH) 2 , который быстро окисляется кислородом воздуха:

Ему соответствует амфотерный оксид Cr 2 O 3 . Ок­сид и гидроксид хрома (в высшей степени окисле­ния) проявляют свойства кислотных оксидов и кис­лот соответственно. Соли хромовой кислоты (H 2 Cr O 4 ) в кислой среде превращаются в дихроматы - соли дихромовой кислоты (H 2 Cr 2 O 7). Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

Химические свойства хрома в таблицах

Железо Fe - элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода периодической системы Д. И. Менделеева. Атомы железа устроены несколько отлично от атомов элементов главных подгрупп. Как и положено элементу 4-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется из них не последний, а предпоследний, третий от ядра, уровень. На последнем же уровне атомы железа содержат два электрона. На предпоследнем уровне, который может вместить 18 электронов, у атома железа находятся 14 элекронов. Следовательно, распределение электронов по уровням в атомах железа таково: 2е; 8e ; 14е; 2е. Подобно всем металлам, атомы железа проявляют вос­становительные свойства , от­давая при химических вза­имодействиях не только два электрона с последнего уровня, и приобретая степень окисления +2, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления атома повышается до +3.

Железо простое вещество

Это серебристо-белый бле­стящий металл с температу­рой плавления 1539 °С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, про­катывается, штампуется. Же­лезо обладает способностью намагничиваться и размагни­чиваться. Ему можно придать большую прочность и твер­дость методами термического и механического воздействия. Различают технически чистое и химически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродис­тую сталь, оно содержит 0,02-0,04 % углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора - еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01 % примесей. Из технически чистого железа сделаны, например, канцелярские скрепки и кнопки. Такое железо легко корродирует, в то время как химичес­ки чистое железо почти не подвергается коррозии. В настоящее время железо - это основа совре­менной техники и сельскохозяйственного машино­строения, транспорта и средств связи, космических кораблей и вообще всей современной цивилизации. Большинство изделий, начиная от швейной иглы, и заканчивая космическими аппаратами, не может быть изготовлено без применения железа.

Химические свойства железа

Железо может проявлять степени окисления +2 и +3 , соответственно, железо дает два ряда соеди­нений. Число электронов, которое атом железа от­дает при химических реакциях, зависит от окисли­тельной способности реагирующих с ним веществ.

Например, с галогенами железо образует галоге­ниды, в которых оно имеет степень окисления +3:

а с серой - сульфид железа (II):

Раскаленное железо сгорает в кислороде с об­разованием железной окалины:

При высокой температуре (700-900 °С) железо реагирует с парами воды :

В соответствии с положением железа в электро­химическом ряду напряжений оно может вытес­нить металлы, стоящие правее него, из водных растворов их солей , например:

В разбавленных соляной и серной кислотах же­лезо растворяется , т. е. окисляется ионами водорода:

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте , при этом образуется нитрат железа (III), вода и продукты восстановления азотной кисло­ты - N 2 , NO или NH 3 (NH 4 NO 3) в зависимости от концентрации кислоты.

Соединения железа

В природе железо образует ряд минералов. Это магнитный железняк (магнетит) Fe 3 O 4 , красный железняк (гематит) Fe 2 O 3 , бурый железняк (лимо­нит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Еще одно природное соединение железа - же­лезный, или серный, колчедан (пирит) FeS 2 , не служит железной рудой для получения металла, но применяется для производства серной кислоты.

Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Оксид железа (II) FeO и соответствующий ему гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 получают косвенно, в частности, по следующей цепи превращений:

Оба соединения имеют ярко выраженные основ­ные свойства.

Катионы железа (II) Fe 2 + легко окисляются кис­лородом воздуха до катионов железа (III) Fe 3 + . По­этому белый осадок гидроксида железа (II) приоб­ретает зеленую окраску, а затем становится бурым, превращаясь в гидроксид железа (III):

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 и соответствующий ему гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 также получают косвенно, например, по цепочке:

Из солей железа наибольшее техническое зна­чение имеют сульфаты и хлориды.

Кристаллогидрат сульфата железа (II) FeSO 4 7H 2 O, известный под названием железный ку­порос, применяют для борьбы с вредителями рас­тений, для приготовления минеральных красок и в других целях. Хлорид железа (III) FeCl 3 ис­пользуют в качестве протравы при крашении тка­ней. Сульфат железа (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O применя­ется для очистки воды и в других целях.

Физические и химические свойства железа и его соединений обобщены в таблице:

Химические свойства железа в таблицах

Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+

Для распознавания соединений железа (II) и (III) проводят качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ . Качественной реакцией на ионы Fe 2+ служит реакция солей железа (II) с соединением K 3 , называемым красной кровяной солью. Это особая группа солей, которые называются ком­плексными, с ними вы познакомитесь в дальней­шем. Пока же нужно усвоить, как диссоциируют такие соли:

Реактивом на ионы Fe 3+ является другое ком­плексное соединение - желтая кровяная соль - K 4 , которая в растворе диссоциирует ана­логично:

Если в растворы, содержащие ионы Fe 2+ и Fe 3+ , добавить, соответственно, растворы красной кро­вяной соли (реактив на Fe 2+) и желтой кровяной соли (реактив на Fe 3+), то в обоих случаях выпада­ет одинаковый синий осадок:

Для обнаружения ионов Fe 3+ еще используют взаимодействие солей железа (III) с роданидом ка­лия KNCS или аммония NH 4 NCS. При этом образу­ется ярко окрашенный ион FeNCNS 2+ , в результате чего весь раствор приобретает интенсивно красный цвет:

Таблица растворимости

Главная » Дачный дом » Какие свойства проявляют металлы. Металлы: общая характеристика металлов и сплавов