Ecuaciones de reacción para la proporción de metales:

• a) a las sustancias simples: oxígeno, hidrógeno, halógenos, azufre, nitrógeno, carbono;
• b) a las sustancias complejas: agua, ácidos, álcalis, sales.

1. Los metales incluyen elementos s de los grupos I y II, todos los elementos s, elementos p del grupo III (excepto boro), así como estaño y plomo (grupo IV), bismuto (grupo V) y polonio (grupo VI). La mayoría de los metales tienen de 1 a 3 electrones en su nivel de energía exterior. Para átomos de elementos d dentro de los períodos, de izquierda a derecha, se llenan los subniveles d de la capa preexterna.
2. Propiedades químicas los metales se deben estructura característica su exterior capas de electrones.

Dentro de un período, con un aumento en la carga del núcleo, los radios de los átomos con el mismo número de capas de electrones disminuyen. Los átomos tienen los radios más grandes. Metales alcalinos. Cuanto menor sea el radio atómico, mayor será la energía de ionización, y cuanto mayor sea el radio atómico, menor será la energía de ionización. Dado que los átomos metálicos tienen los radios atómicos más grandes, se caracterizan principalmente por valores bajos de energía de ionización y afinidad electrónica. Los metales libres exhiben exclusivamente propiedades reductoras.

3) Los metales forman óxidos, por ejemplo:

Solo los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el hidrógeno, formando hidruros:

Los metales reaccionan con halógenos para formar haluros, con azufre - sulfuros, con nitrógeno - nitruros, con carbono - carburos.

Con un aumento en el valor algebraico del potencial de electrodo estándar del metal E 0 en una serie de voltajes, la capacidad del metal para reaccionar con el agua disminuye. Entonces, el hierro reacciona con el agua solo a temperaturas muy altas:

metales con valor positivo El potencial de electrodo estándar, es decir, de pie después del hidrógeno en una serie de voltajes, no reacciona con el agua.

Reacciones típicas de metales con ácidos. metales con valor negativo E 0 desplaza hidrógeno de soluciones de Hcl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, etc.

Un metal con un valor E 0 más bajo desplaza a un metal con un valor E 0 más alto de las soluciones salinas:

Las conexiones más importantes calcio obtenido en la industria, sus propiedades químicas y métodos de obtención.

El óxido de calcio CaO se llama cal viva. Se obtiene tostando calizas CaCO 3 --> CaO + CO, a una temperatura de 2000 °C. El óxido de calcio tiene las propiedades de un óxido básico:

a) reacciona con el agua para liberar un número grande calor:

CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2 (cal apagada).

b) reacciona con ácidos para formar sal y agua:

CaO + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

c) reacciona con óxidos de ácido para formar una sal:

CaO + C0 2 \u003d CaC0 3

El hidróxido de calcio Ca(OH) 2 se utiliza en forma de cal apagada, lechada de cal y agua de cal.

La lechada de cal es una suspensión que se forma mezclando un exceso de cal apagada con agua.

El agua de cal es una solución clara que se obtiene filtrando la lechada de cal. Se utiliza en el laboratorio para detectar monóxido de carbono (IV).

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O

Con la transmisión prolongada de monóxido de carbono (IV), la solución se vuelve transparente, ya que se forma una sal ácida que es soluble en agua:

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

Si la solución transparente resultante de bicarbonato de calcio se calienta, la turbidez vuelve a ocurrir, ya que el CaCO 3 precipita:

Universidad Estatal Industrial de Moscú

Facultad de Matemática Aplicada y Física Técnica

Departamento de Química

Trabajo de laboratorio

Propiedades químicas de los metales.

Moscú 2012

Objetivo del trabajo. Explorando propiedades s-, pag-, d- elementos metálicos (Mg, Al, Fe, Zn) y sus compuestos.

1. Parte teórica

Todos los metales son agentes reductores en cuanto a sus propiedades químicas; donan electrones durante una reacción química. Los átomos de metal donan electrones de valencia con relativa facilidad y se convierten en iones cargados positivamente.

1.1. Interacción de metales con sustancias simples.

Cuando los metales interactúan con sustancias simples, los no metales suelen actuar como agentes oxidantes. Los metales reaccionan con los no metales para formar compuestos binarios.

1. Al interactuar con oxígeno Los metales forman óxidos:

2Mg + O2 2MgO,

2Cu + O2 2CuO.

2. Los metales reaccionan con halógenos(F 2, Cl 2, Br 2, I 2) con la formación de sales de ácidos hidrohálicos:

2Na + Br 2 \u003d 2NaBr,

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2,

2Fe + 3Cl2 2FeCl3.

3. Cuando los metales interactúan con gris se forman sulfuros (sales de ácido hidrosulfuro H 2 S):

4. C hidrógeno los metales activos interactúan con la formación de hidruros metálicos, que son sustancias similares a las sales:

2Na + H2 2NaH,

Ca+H2 CaH2.

En los hidruros metálicos, el hidrógeno tiene un estado de oxidación (-1).

Los metales también pueden interactuar con otros no metales: nitrógeno, fósforo, silicio, carbono para formar nitruros, fosfuros, siliciuros y carburos, respectivamente. Por ejemplo:

3 mg + N2 Mg3N2,

3Ca + 2P ca 3 p 2 ,

2 mg + silicio magnesio 2 si,

4Al + 3C Al 4 C 3 .

5. Los metales también pueden interactuar entre sí para formar compuestos intermetálicos:

2Mg + Cu \u003d Mg 2 Cu,

2Na + Sb = Na2Sb.

Compuestos intermetálicos(o intermetálicos) son los compuestos formados entre elementos, que suelen pertenecer a los metales.

1.2. Interacción de los metales con el agua.

La interacción de los metales con el agua es un proceso redox en el que el metal es un agente reductor y el agua actúa como un agente oxidante. La reacción transcurre según el esquema:

yo + norte H 2 O \u003d Me (OH) norte + norte/2H2.

En condiciones normales, los metales alcalinos y alcalinotérreos interactúan con el agua para formar bases solubles e hidrógeno:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2,

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.

El magnesio reacciona con el agua cuando se calienta:

magnesio + 2H2O Mg (OH) 2 + H 2.

El hierro y algunos otros metales activos interactúan con el vapor de agua caliente:

3Fe + 4H2O Fe 3 O 4 + 4H 2.

Los metales con potenciales de electrodo positivos no interactúan con el agua.

No interactuar con el agua 4 d-elementos (excepto Cd), 5 d-elementos y Cu (3 d-elemento).

1.3. La interacción de los metales con los ácidos.

Según la naturaleza de la acción sobre los metales, los ácidos más comunes se pueden dividir en dos grupos.

1. Ácidos no oxidantes: clorhídrico (clorhídrico, HCl), bromhídrico (HBr), yodhídrico (HI), fluorhídrico (HF), acético (CH 3 COOH), sulfúrico diluido (H 2 SO 4 (dil.)), diluido ortofosfórico (H 3 PO 4 (dif.)).

2. Ácidos oxidantes: nítrico (HNO 3) en cualquier concentración, sulfúrico concentrado (H 2 SO 4 (conc.)), selénico concentrado (H 2 SeO 4 (conc.)).

Interacción de metales con ácidos no oxidantes. La oxidación de metales por iones de hidrógeno H+ en soluciones de ácidos no oxidantes se produce con más fuerza que en agua.

Todos los metales que tienen un valor negativo del potencial de electrodo estándar, es decir que están en la serie electroquímica de voltajes hasta el hidrógeno, desplazan al hidrógeno de los ácidos no oxidantes. La reacción transcurre según el esquema:

yo+ norte H+=Yo norte + + norte/2H2.

Por ejemplo:

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2,

Mg + 2CH 3 COOH \u003d Mg (CH 3 COO) 2 + H 2,

2Ti + 6HCl \u003d 2TiCl 3 + 3H 2.

Los metales con estado de oxidación variable (Fe, Co, Ni, etc.) forman iones en su estado de oxidación más bajo (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+ y otros):

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2.

Cuando algunos metales interactúan con ácidos no oxidantes: HCl, HF, H 2 SO 4 (dif.), HCN, se forman productos insolubles que protegen al metal de una mayor oxidación. Así, la superficie del plomo en HCl (diff) y H 2 SO 4 (diff) está pasivada por las sales poco solubles PbCl 2 y PbSO 4, respectivamente.

Interacción de metales con ácidos oxidantes.. El ácido sulfúrico en una solución diluida es un agente oxidante débil, pero en una solución concentrada es muy fuerte. La capacidad oxidante del ácido sulfúrico concentrado H 2 SO 4 (conc.) está determinada por el anión SO 4 2 , cuyo potencial oxidante es mucho mayor que el del ion H +. El ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante fuerte debido a los átomos de azufre en el estado de oxidación (+6). Además, una solución concentrada de H 2 SO 4 contiene pocos iones H +, ya que está débilmente ionizado en una solución concentrada. Por lo tanto, cuando los metales interactúan con H 2 SO 4 (conc.), no se libera hidrógeno.

Al reaccionar con metales como agente oxidante, H 2 SO 4 (conc.) La mayoría de las veces se convierte en óxido de azufre (IV) (SO 2), y cuando interactúa con agentes reductores fuertes, en S o H 2 S:

Me + H 2 SO 4 (conc)  Me 2 (SO 4) n + H 2 O + SO 2 (S, H 2 S).

Para facilitar el recuerdo, considere la serie electroquímica de voltajes, que se ve así:

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, PT, Au.

En mesa. 1. muestra los productos de la reducción del ácido sulfúrico concentrado cuando interactúa con metales de diversas actividades.

Tabla 1.

Productos de la interacción de metales con concentrados.

ácido sulfúrico

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

4Mg + 5H 2 SO 4 (concentrado) = 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Para metales de actividad media (Mn, Cr, Zn, Fe), la proporción de productos de reducción depende de la concentración de ácido.

La tendencia general es: cuanto mayor sea la concentración H2SO4, más profunda es la recuperación.

Esto significa que formalmente cada átomo de azufre de H 2 SO 4 las moléculas pueden tomar no solo dos electrones del metal (e ir a ), pero también seis electrones (y van a) e incluso ocho (y van a ):

Zn + 2H 2 SO 4 (conc) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 (conc) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 (concentrado) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

El plomo con ácido sulfúrico concentrado interactúa con la formación de hidrosulfato de plomo (II) soluble, óxido de azufre (IV) y agua:

Pb + 3H 2 SO 4 \u003d Pb (HSO 4) 2 + SO 2 + 2H 2 O.

El H 2 SO 4 frío (conc) pasiva algunos metales (por ejemplo, hierro, cromo, aluminio), lo que permite transportar ácido en contenedores de acero. Con un fuerte calentamiento, el ácido sulfúrico concentrado interactúa con estos metales:

2Fe + 6H 2 SO 4 (conc.) Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Interacción de metales con ácido nítrico. La capacidad oxidante del ácido nítrico está determinada por el anión NO 3 -, cuyo potencial oxidante es mucho mayor que el de los iones H +. Por lo tanto, cuando los metales interactúan con HNO 3, no se libera hidrógeno. El ion nitrato NO 3 , que tiene en su composición nitrógeno en estado de oxidación (+ 5), dependiendo de las condiciones (concentración de ácido, naturaleza del agente reductor, temperatura), puede aceptar de uno a ocho electrones. La reducción del anión NO 3  puede proceder con la formación de diversas sustancias según los siguientes esquemas:

NO 3  + 2H + + e \u003d NO 2 + H 2 O,

NO 3  + 4H + + 3e \u003d NO + 2H 2 O,

2NO 3  + 10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O,

2NO 3  + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O,

NO 3  + 10H + + 8e = NH 4 + + 3H 2 O.

El ácido nítrico tiene un poder oxidante en cualquier concentración. En igualdad de condiciones, aparecen las siguientes tendencias: cuanto más activo es el metal que reacciona con el ácido, y menor es la concentración de la solución de ácido nítrico,cuanto más profundamente se recupera.

Esto se puede explicar con el siguiente diagrama:

, ,
,
,

Concentración de ácido

actividad metalica

La oxidación de sustancias con ácido nítrico se acompaña de la formación de una mezcla de productos de su reducción (NO 2, NO, N 2 O, N 2, NH 4 +), cuya composición está determinada por la naturaleza del agente reductor. , la temperatura y la concentración del ácido. Entre los productos predominan los óxidos NO 2 y NO. Además, cuando interactúa con una solución concentrada de HNO 3, el NO 2 se libera con mayor frecuencia y con una solución diluida, NO.

Las ecuaciones de las reacciones redox que involucran HNO 3 se compilan condicionalmente, con la inclusión de un solo producto de reducción, que se forma en mayor cantidad:

Me + HNO 3  Me (NO 3) n + H 2 O + NO 2 (NO, N 2 O, N 2, NH 4 +).

Por ejemplo, en una mezcla de gases formada por la acción del zinc sobre un metal suficientemente activo (
= - 0,76 B) ácido nítrico concentrado (68%), prevalece el NO 2, 40% - NO; 20% - N2O; 6% - N 2. El ácido nítrico muy diluido (0,5%) se reduce a iones de amonio:

Zn + 4HNO 3 (conc.) \u003d Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O,

5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O,

4Zn + 10HNO 3 (0,5 %) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Con cobre metálico inactivo (
= + 0.34B) las reacciones proceden de acuerdo con los siguientes esquemas:

Cu + 4HNO 3 (conc) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Cu + 8HNO 3 (razb) \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Casi todos los metales se disuelven en HNO 3 concentrado, excepto Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. Y los metales como Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, así como los aceros inoxidables, se pasivan con ácido para formar películas de óxido estables que se adhieren firmemente a la superficie del metal y protegen de una mayor oxidación. Sin embargo, el Al y el Fe comienzan a disolverse cuando se calientan, y el Cr es resistente incluso al HNO 3 caliente:

Fe + 6HNO3 Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Los metales que se caracterizan grados altos oxidación (+6, +7, +8), con ácido nítrico concentrado forman ácidos que contienen oxígeno. En este caso, el HNO 3 se reduce a NO, por ejemplo:

3Re + 7HNO 3 (conc) = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O.

El HNO 3 muy diluido ya carece de moléculas de HNO 3, solo existen iones H + y NO 3 -. Por lo tanto, un ácido muy diluido (~ 3-5%) interactúa con Al y no transfiere Cu y otros metales de baja actividad a la solución:

8Al + 30HNO 3 (muy diluido) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O.

Una mezcla de concentrado nítrico y ácido clorhídrico(1:3) se llama agua regia. Disuelve metales de Au y platino (Pd, Pt, Os, Ru). Por ejemplo:

Au + HNO 3 (conc.) + 4HCl = H + NO + 2H 2 O.

Estos metales se disuelven en HNO 3 y en presencia de otros agentes complejantes, pero el proceso es muy lento.

La estructura de los átomos metálicos determina no sólo la característica propiedades físicas sustancias simples- metales, sino también sus propiedades químicas generales.

Con una gran variedad, todas las reacciones químicas de los metales son redox y solo pueden ser de dos tipos: compuestos y sustituciones. Los metales son capaces de donar electrones durante las reacciones químicas, es decir, de ser agentes reductores, de mostrar sólo un estado de oxidación positivo en los compuestos formados.

EN vista general esto se puede expresar en un diagrama:
Yo 0 - ne → Yo + n,
donde Me - metal - una sustancia simple, y Me 0 + n - elemento químico metálico en el compuesto.

Los metales pueden donar sus electrones de valencia a átomos no metálicos, iones de hidrógeno, otros iones metálicos y, por lo tanto, reaccionarán con los no metales: sustancias simples, agua, ácidos, sales. Sin embargo, la capacidad reductora de los metales es diferente. La composición de los productos de reacción de los metales con diversas sustancias también depende de la capacidad oxidante de las sustancias y de las condiciones en las que se desarrolla la reacción.

A altas temperaturas, la mayoría de los metales se queman en oxígeno:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

Solo el oro, la plata, el platino y algunos otros metales no se oxidan en estas condiciones.

Muchos metales reaccionan con halógenos sin calentamiento. Por ejemplo, el polvo de aluminio, cuando se mezcla con bromo, enciende:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Cuando los metales interactúan con el agua, a veces se forman hidróxidos. muy activo en condiciones normales los metales alcalinos interactúan con el agua, así como el calcio, el estroncio y el bario. El esquema general de esta reacción se ve así:

Me + HOH → Me(OH) n + H 2

Otros metales reaccionan con el agua cuando se calienta: magnesio cuando hierve, hierro en vapor de agua cuando hierve rojo. En estos casos se obtienen óxidos metálicos.

Si el metal reacciona con un ácido, entonces es parte de la sal resultante. Cuando un metal interactúa con soluciones ácidas, puede ser oxidado por los iones de hidrógeno presentes en esa solución. La ecuación iónica abreviada en forma general se puede escribir de la siguiente manera:

Yo + nH + → Yo n + + H 2

Los aniones de tales ácidos que contienen oxígeno, como los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, tienen propiedades oxidantes más fuertes que los iones de hidrógeno. Por lo tanto, aquellos metales que no son capaces de ser oxidados por los iones de hidrógeno, como el cobre y la plata, reaccionan con estos ácidos.

Cuando los metales interactúan con las sales, se produce una reacción de sustitución: los electrones de los átomos del metal sustituyente más activo pasan a los iones del metal sustituyente menos activo. Entonces la red reemplaza metal con metal en sales. Estas reacciones no son reversibles: si el metal A desplaza al metal B de una solución salina, entonces el metal B no desplazará al metal A de una solución salina.

En orden descendente de actividad química, que se manifiesta en las reacciones de desplazamiento de metales entre sí a partir de soluciones acuosas de sus sales, los metales se ubican en la serie electroquímica de voltajes (actividad) de los metales:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Los metales ubicados a la izquierda de esta fila son más activos y pueden desplazar a los metales que los siguen de las soluciones salinas.

El hidrógeno se incluye en la serie electroquímica de voltajes de los metales, como el único no metal que se separa de los metales. propiedad comun- formar iones cargados positivamente. Por lo tanto, el hidrógeno reemplaza algunos metales en sus sales y puede ser reemplazado por muchos metales en ácidos, por ejemplo:

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 + Q

Los metales que se encuentran en la serie electroquímica de voltajes hasta el hidrógeno lo desplazan de las soluciones de muchos ácidos (clorhídrico, sulfúrico, etc.), y todos los que le siguen, por ejemplo, no desplazan al cobre.

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En la lección 28 " Propiedades químicas del agua» del curso « quimica para tontos» aprender sobre la interacción del agua con varias sustancias.

En condiciones normales, el agua es una sustancia bastante activa en relación con otras sustancias. Esto significa que entra en reacciones químicas con muchos de ellos.

Si un chorro de monóxido de carbono gaseoso (IV) CO 2 (dióxido de carbono) se dirige al agua, parte de él se disolverá en ella (Fig. 109).

Al mismo tiempo, la solución fluye reacción química compuestos, como resultado de lo cual se forma una nueva sustancia: ácido carbónico H 2 CO 3:

En una nota: Al recolectar dióxido de carbono sobre agua, J. Priestley descubrió que parte del gas se disuelve en agua y le da un agradable sabor agrio. De hecho, Priestley fue el primero en conseguir una bebida como soda, o soda.vaya, agua.

La reacción compuesta también ocurre si se agrega un sólido al agua. óxido de fósforo (V) P 2 O 5. En este caso, tiene lugar una reacción química con la formación ácido fosfórico H 3 PO 4(Fig. 110):

Probemos las soluciones obtenidas por la interacción de CO 2 y P 2 O 5 con agua, el indicador es el naranja de metilo. Para hacer esto, agregue 1-2 gotas de la solución indicadora a las soluciones resultantes. El color del indicador cambiará de naranja a rojo que dices sobre la presenciaácidos en soluciones. Esto significa que durante la interacción de CO 2 y P 2 O 5 con agua, se formaron los ácidos H 2 CO 3 y H 3 PO 4.

Los óxidos como el CO 2 y el P 2 O 5 , que forman ácidos al interactuar con el agua, se clasifican como óxidos de ácido.

Óxidos de ácido Son óxidos a los que corresponden los ácidos.

Algunos de los óxidos de ácido y sus ácidos correspondientes se enumeran en la Tabla 11. Tenga en cuenta que estos son óxidos de elementos no metálicos. Generalmente, los óxidos no metálicos son óxidos ácidos.

Interacción con óxidos metálicos

El agua reacciona de manera diferente con los óxidos metálicos que con los óxidos no metálicos.

Estudiamos la interacción del óxido de calcio CaO con el agua. Para hacer esto, coloque una pequeña cantidad de CaO en un vaso de agua y mezcle bien. En este caso, tiene lugar una reacción química:

como resultado de lo cual se forma una nueva sustancia Ca (OH) 2, perteneciente a la clase de bases. De la misma manera, los óxidos de litio y sodio reaccionan con el agua. Al mismo tiempo, también se forman bases, por ejemplo:

Aprenderá más sobre las bases en la próxima lección. Los óxidos metálicos que corresponden a bases se llaman óxidos básicos.

Óxidos básicos son oxidos que corresponden a bases.

La Tabla 12 enumera las fórmulas de algunos de los óxidos básicos y sus bases correspondientes. Tenga en cuenta que, a diferencia de los óxidos ácidos, los óxidos básicos contienen átomos metálicos. La mayoría de los óxidos metálicos son óxidos básicos.

Aunque cada óxido básico tiene una base correspondiente, no todos los óxidos básicos reaccionan con el agua como el CaO para formar bases.

Interacción con metales

En condiciones normales, los metales activos (K, Na, Ca, Ba, etc.) reaccionan violentamente con el agua:

Estas reacciones liberan hidrógeno y forman bases solubles en agua.

Como sustancia químicamente activa, el agua reacciona con muchas otras sustancias, pero aprenderá sobre esto cuando estudie más química.

Resumen de la lección:

1. El agua es una sustancia químicamente activa. Reacciona con óxidos ácidos y básicos, metales activos.
2. Cuando el agua reacciona con la mayoría de los óxidos ácidos, se forman los ácidos correspondientes.
3. Algunos óxidos básicos reaccionan con el agua para formar bases solubles.
4. En condiciones normales, el agua reacciona con los metales más activos. Esto produce bases solubles e hidrógeno.

Espero lección 28" Propiedades químicas del agua' fue claro e informativo. Si tienes alguna pregunta, escríbela en los comentarios.

Por metales se entiende un grupo de elementos, que se presenta en forma de las sustancias más simples. Tienen propiedades características, a saber, alta conductividad eléctrica y térmica, coeficiente de temperatura positivo de resistencia, alta ductilidad y brillo metálico.

Tenga en cuenta que de 118 elementos químicos que se abrieron el este momento, los metales deben incluir:

• entre el grupo de metales alcalinotérreos 6 elementos;
• entre los metales alcalinos 6 elementos;
• entre metales de transición 38;
• en el grupo de los metales ligeros 11;
• entre semimetales 7 elementos,
• 14 entre los lantánidos y el lantano,
• 14 en el grupo de actínidos y actinios,
• Fuera de la definición están el berilio y el magnesio.

En base a esto, 96 elementos pertenecen a los metales. Echemos un vistazo más de cerca a con qué reaccionan los metales. Dado que la mayoría de los metales tienen una pequeña cantidad de electrones de 1 a 3 en el nivel electrónico externo, pueden actuar como agentes reductores en la mayoría de sus reacciones (es decir, donan sus electrones a otros elementos).

Reacciones con los elementos más simples

• Además del oro y el platino, absolutamente todos los metales reaccionan con el oxígeno. Tenga en cuenta también que la reacción a altas temperaturas ocurre con plata, sin embargo, el óxido de plata (II) a temperaturas normales no se forma. Dependiendo de las propiedades del metal, como resultado de la reacción con oxígeno, se forman óxidos, superóxidos y peróxidos.

Aquí hay ejemplos de cada una de las formaciones químicas:

1. óxido de litio - 4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O;
2. superóxido de potasio - K + O 2 \u003d KO 2;
3. peróxido de sodio - 2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Para obtener óxido a partir de peróxido, debe reducirse con el mismo metal. Por ejemplo, Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O. Con metales de actividad baja y media, ocurrirá una reacción similar solo cuando se calienta, por ejemplo: 3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

• Los metales pueden reaccionar con nitrógeno solo con metales activos, sin embargo, solo el litio puede interactuar a temperatura ambiente, formando nitruros - 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N, sin embargo, cuando se calienta, tal reacción química ocurre 2Al + N 2 \u003d 2AlN , 3Ca + norte 2 = Ca 3 norte 2 .
• Absolutamente todos los metales reaccionan con el azufre, así como con el oxígeno, a excepción del oro y el platino. Tenga en cuenta que el hierro solo puede interactuar cuando se calienta con azufre, formando un sulfuro: Fe+S=FeS
• Solo los metales activos pueden reaccionar con el hidrógeno. Estos incluyen metales de los grupos IA y IIA, excepto el berilio. Tales reacciones pueden llevarse a cabo solo cuando se calientan, formando hidruros.

  Dado que el estado de oxidación del hidrógeno se considera 1, entonces los metales en este caso actúan como agentes reductores: 2Na + H 2 \u003d 2NaH.

• Los metales más activos también reaccionan con el carbono. Como resultado de esta reacción se forman acetilenuros o metanuros.

Considere qué metales reaccionan con el agua y qué dan como resultado de esta reacción. Los acetilenos, al interactuar con el agua, darán acetileno, y se obtendrá metano como resultado de la reacción del agua con los metanuros. Aquí hay ejemplos de estas reacciones:

1. Acetileno - 2Na + 2C \u003d Na 2 C 2;
2. Metano - Na 2 C 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + C 2 H 2.

Reacción de ácidos con metales.

Los metales con ácidos también pueden reaccionar de manera diferente. Con todos los ácidos, solo reaccionan aquellos metales que están en la serie de la actividad electroquímica de los metales al hidrógeno.

Demos un ejemplo de una reacción de sustitución, que muestra con qué reaccionan los metales. De otra manera, tal reacción se denomina reacción redox: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 ^.

Algunos ácidos también pueden interactuar con metales que están después del hidrógeno: Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O.

Tenga en cuenta que un ácido tan diluido puede reaccionar con un metal de acuerdo con el siguiente esquema clásico: Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 ^.