Химические свойства металлов взаимодействие. Химические свойства металлов с примерами

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).

Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосовать

Железо с кислородом образует три оксида

2Fe + O 2 ↔ 2FeO (закись, содержащую 22,7 % О 2);

6FeO + O 2 ↔ 2Fe 3 O 4 (закись-окись, содержащую 27,64 % О 2);

4Fe 3 O 4 + O 2 ↔ 6Fe 2 O 3 (окись, содержащую 30,06 % О 2).

Из этих трех оксидов только закись FeO растворима в железе и поэтому наиболее сильно влияет на его свойства. Остальные оксиды в железе не растворяются, могут в нем присутствовать в виде отдельных включений и легко разлагаются при высоких температурах. При температуре плавления железа предельная растворимость кислорода в нем составляет 0,17 %, а при комнатной температуре – тысячные доли процента.

Источниками окисления металла при сварке являются:

1.Свободнй кислород в газовой фазе (кислород воздуха при недостаточной защите; наличие сложных газов СО 2 , Н 2 О, способных при диссоциации выделять кислород).

2.окислы, находящиеся на расплавляемых кромках свариваемого металла и на присадочном материале.

3.Окислы, находящиеся в шлаке и растворимые в металле.

4.Химически активные шлаки, отдающие кислород металлу в результате обменных окислительно-восстановительных реакций.

Окисление металла свободным кислородом газовой фазы происходит согласно реакции nMe + O 2 = mMe n / m O 2/ m . Если металл и окисел являются конденсированными фазами (твердой или жидкой) то константа равновесия К р такой реакции окисления определяется только парциальным давлением кислорода р О2 , соответствующим упругости диссоциации окисла при данной температуре и давлении, т.е. К р = р о2 . Зависимость lg p o 2 = f(T) для различных температур дана на рис. 4.5.

Прочность окисла тем больше, чем меньше упругость диссоциации. Так как упругость диссоциации окислов, расположенных в верхней части рис. 4.5, при конкретной температуре больше чем расположенных ниже, их сродство к кислороду меньше (о сродстве к кислороду судят по количеству работы, которую надо затратить на разрушение окисла этого элемента). Поэтому при контакте металла Ме 1 с большим сродством к кислороду с окислом другого металла Ме 2 , имеющим меньшее сродство к кислороду, возможна реакция

Ме 1 + Ме 2 О = Ме 1 О + Ме 2 .

На этой основе в сварочных процессах осуществляется раскисление, причем элемент Ме 1 по отношению к элементу Ме 2 является раскислителем.

Рис. 4.5. Зависимость упругости диссоциации оксидов от температуры.

Расположим в ряд металлы по убывающей величине сродства к кислороду:

Cu, Ni, Fe, Mo, Cr, Mn, Si, Ti, Al, Mg, Ca, C (при высоких температурах).

Возможность окисления или восстановления какого-либо элемента в результате его взаимодействия с газовой фазой, содержащей свободный кислород, при конкретных внешних условиях (при сварке при различных температурах) определяется сопоставлением упругости диссоциации окисла р О2(МеО) = р О2 и парциального давления свободного кислорода в газовой фазе [р О2 ]. В случае, если давление [р О2 ]  р О2 больше упругости диссоциации окисла, то будет происходить окисление; при [р О2 ] < р О2 – восстановление.

Упругость диссоциации окислов, находящихся в растворе, р! О2 отличается от упругости диссоциации свободных окислов р О2 . При этом

В знаменателе стоит предельное насыщение металлического раствора окислом.

В воздухе содержится кислорода примерно 20% т.е. [р О2 ] = 0,2 кгс/см 2 и он является сильным окислителем для железа в сварочных условиях [р О2 ]  р О2 .

Окисление металла в зоне плавления поверхностными окислами осуществляется переплавлением окислов, находящихся на кромках и на поверхности присадочного металла. При расплавлении кромок основного металла, поверхность которого покрыта окислами, в сварочную ванну попадают вносимые ими дополнительные количества кислорода, приводя к большей окисленности сварочной ванны. Аналогично вводится кислород и в случае наличия окислов на присадочном металле.

В целях максимального исключения усиления окисленности ванны и металла шва такими окислами поверхности основного металла, подлежащие расплавлению при сварке, должны предварительно зачищаться механическим способом. Присадочная проволока очищается от окислов либо механическим способом, либо травлением.

Окисление металла окислами, находящимися в шлаке и растворимыми в металле, происходит в связи с перераспределением таких окислов между шлаком и металлом. Такой свободный окисел стремится к распределению между металлической и шлаковой фазами, определяемому константой распределения L MeO = (MeO)/, где [МеО] и (МеО) – соответственно концентрации этих окислов в металле и шлаке. Эта константа изменяется с температурой. Для FeO эта зависимость выражается формулой

Lg1/L FeO = lg/(FeO) = -(6300/T) + 1.386.

При изменении температуры от Т пл железа до 2500 0 С величина константы возрастает от 0,011 до 0,125.

Окисление химически активными по кислороду шлаками происходит в связи с обменными реакциями типа

(Ме!! х О у) + у[Ме! ] = у(Ме! О) + х[Ме!! ].

При сварке углеродистых сталей по такой схеме происходят кремне- и марганцевосстановительные процессы пи наличии в шлаке значительных количеств SiO 2 и MnO. В случае наличия в металле элементов с более сильным сродством к кислороду их окисление кремнеземом и закисью марганца может быть очень интенсивным. При сварке сталей, содержащих элементы с весьма большим сродством к кислороду (Al, Ti), их выгорание может происходить почти полностью.

Окисленность жидкого металла в сварочной зоне зависит от содержания в нем элементов – раскислителей. Раскислителями являются элементы с большим сродством к кислороду, чем металл, являющийся основой сплава. Никель раскислителем для железа быть не может и его выгорание при сварке сплавов на железной основе должно быть ничтожным. Марганец уже при концентрациях более 0,5 % при 2300 0 С и около 0,1 % при 1540 0 С имеет меньшую упругость диссоциации окисла, чем насыщенное кислородом железо, и может выступать в качестве раскислителя, отбирающего кислород от железной основы. Хром действует слабее, чем марганец. Более сильными раскислителями железа являются кремний титан алюминий. При высоких температурах наиболее сильным раскислителем становится углерод.

В связи с тем, что сродство элементов к кислороду с повышением температуры уменьшается, концентрация кислорода в расплавленном металле при высоких температурах может быть значительной. При снижении температуры в хвостовой части ванны раскисляющая способность элементов – раскислителей усиливается и реакции смещаются в сторону связывания кислорода этими элементами. Продукты этих реакций, являясь практически нерастворимыми в металле, выпадают в виде отдельной фазы. Такое раскисление носит название осаждающего.

Частицы выпавших окислов могут удаляться всплыванием или выталкиванием растущими кристаллами или остаются в затвердевшем металле в виде шлаковых включений.

Продукты раскисления углеродом являются газообразными. При их выделении хвостовая часть ванны пузырится (кипит), а пузыри, не успевшие удалиться из затвердевшего металла, образуют в металле поры, наполненные газом.

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

  • Ряд активности металлов

    Восстановительные свойства металлов отличаются друг от друга. В качестве количественной характеристики восстановительных свойств металлов используют электродные потенциалы Е.

    Чем активнее металл, тем отрицательнее его стандартный электродный потенциал Е о.

    Металлы, расположенные в ряд по мере убывания окислительной активности, образуют ряд активности.

    Ряд активности металлов

    Me Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Au
    Me z+ Li + K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Ag + Au 3+
    E o ,B -3,0 -2,9 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,50
    Металл, с более отрицательным значением Ео, способен восстановить катион металла с более положительным электродным потенциалом.

    Восстановление металла из раствора его соли с другим металлом с более высокой восстановительной активностью называется цементацией . Цементацию используют в металлургических технологиях.

    В частности, Cd получают, восстанавливая его из раствора его соли цинком.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Взаимодействие металлов с кислородом

    Кислород - это сильный окислитель. Он может окислить подавляющее большинство металлов, кроме Au и Pt . Металлы, находящиеся на воздухе, контактируют с кислородом, поэтому при изучении химии металлов всегда обращают внимание на особенности взаимодействия металла с кислородом.

    Всем известно, что железо во влажном воздухе покрывается ржавчиной - гидратировааным оксидом железа. Но многие металлы в компактном состоянии при не слишком высокой температуре проявляют устойчивость к окислению, так как образуют на своей поверхности тонкие защитные пленки. Эти пленки из продуктов окисления не позволяют окислителю контактировать с металлом. Явление образования на поверхности металла защитных слоев, препятствующих окислению металла, называется - пассивацией металла.

    Повышение температуры способствует окислению металлов кислородом . Активность металлов повышается в мелкораздробленном состоянии. Большинство металлов в виде порошка сгорает в кислороде.

  • s-металлы

    Наибольшую восстановительную активность проявляют s -металлы. Металлы Na, K, Rb Cs способны воспламеняться на воздухе, и их хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина. Be и Mg при невысоких температурах на воздухе пассивируются. Но при поджигании лента из Mg сгорает с ослепительным пламенем.

    Металлы II А-подгруппы и Li при взаимодействии с кислородом образуют оксиды .

    2Ca + O 2 = 2CaO

    4 Li + O 2 = 2Li 2 O

    Щелочные металлы, кроме Li , при взаимодействии с кислородом образуют не оксиды, а пероксиды Me 2 O 2 и надпероксиды MeO 2 .

    2Na + O 2 = Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • р-металлы

    Металлы, принадлежащие p -блоку на воздухе пассивируются.

    При горении в кислороде

    • металлы IIIА-подгруппы образуют оксиды типа Ме 2 О 3 ,
    • Sn окисляется до SnO 2 , а Pb - до PbO
    • Bi переходит в Bi 2 O 3 .

  • d-металлы

    Все d -металлы 4 периода окисляются кислородом . Легче всего окисляются Sc, Mn , Fe. Особенно устойчивы к коррозии Ti, V, Cr.

    При сгорании в кислороде из всех d

    При сгорании в кислороде из всех d -элементов 4 периода только скандий, титан и ванадий образуют оксиды, в которых Ме находится в высшей степени окисления, равной № группы. Остальные d-металлы 4 периода при сгорании в кислороде образуют оксиды, в которых Ме находится в промежуточных, но устойчивых степенях окисления.

    Типы оксидов, образуемых d-металлами 4 периода при горении в кислороде:

    • МеО образуют Zn, Cu, Ni, Co. (при Т>1000оС Cu образует Cu 2 O),
    • Ме 2 О 3 , образуют Cr, Fe и Sc,
    • МеО 2 - Mn, и Ti,
    • V образует высший оксид -V 2 O 5 .
    d -металлы 5 и 6 периодов, кроме Y, La, более всех других металлов устойчивы к окислению. Не реагируют с кислородом Au, Pt.

    При сгорании в кислороде d -металлов 5и 6 периодов, как правило, образуют высшие оксиды , исключение составляют металлы Ag, Pd, Rh, Ru.

    Типы оксидов, образуемых d-металлами 5и 6 периодов при горении в кислороде:

    • Ме 2 О 3 - образуют Y, La; Rh;
    • МеО 2 - Zr, Hf; Ir:
    • Me 2 O 5 - Nb, Ta;
    • MeO 3 - Mo, W
    • Me 2 O 7 - Tc, Re
    • МеО 4 - Os
    • MeO - Cd, Hg, Pd;
    • Me 2 O - Ag;

  • Взаимодействие металлов с кислотами

    В растворах кислот катион водорода является окислителем . Катионом Н + могут быть окислены металлы, стоящие в ряду активности до водорода , т.е. имеющие отрицательные электродные потенциалы.

    Многие металлы, окисляясь, в кислых водных растворах многие переходят в катионы Me z + .

    Анионы ряда кислот способны проявлять окислительные свойства, более сильные, чем Н + . К таким окислителям относятся анионы и самых распространенных кислот H 2 SO 4 и HNO 3 .

    Анионы NO 3 - проявляют окислительные свойства при любой их концентрации в растворе, но продукты восстановления зависят от концентрации кислоты и природы окисляемого металла.

    Анионы SO 4 2- проявляют окислительные свойства лишь в концентрированной H 2 SO 4 .

    Продукты восстановления окислителей: H + , NO 3 - , SO 4 2 -

    2Н + + 2е - = Н 2

    SO 4 2- из концентрированной H 2 SO 4 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O
    (возможно также образование S, H 2 S)

    NO 3 - из концентрированной HNO 3 NO 3 - + e - + 2H + = NO 2 + H 2 O
    NO 3 - из разбавленной HNO 3 NO 3 - + 3e - + 4H + = NO + 2H 2 O
    (возможно также образование N 2 O, N 2 , NH 4 +)

    Примеры реакций взаимодействия металлов с кислотами

    Zn + H 2 SO 4 (разб.) " ZnSO 4 + H 2

    8Al + 15H 2 SO 4 (к.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

    3Ni + 8HNO 3 (разб.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 4HNO 3 (к.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

  • Продукты окисления металлов в кислых растворах

    Щелочные металлы образуют катион типа Ме + , s-металлы второй группы образуют катионы Ме 2+ .

    Металлы р-блока при растворении в кислотах образуют катионы, указанные в таблице.

    Металлы Pb и Bi растворяют только в азотной кислоте.

    Me Al Ga In Tl Sn Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga 3+ In 3+ Tl + Sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo,B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Все d-металлы 4 периода, кроме Cu, могут быть окислены ионами Н + в кислых растворах.

    Типы катионов, образуемых d-металлами 4 периода:

    • Ме 2+ (образуют d-металлы начиная от Mn до Cu)
    • Ме 3+ (образуют Sc, Ti , V , Cr и Fe в азотной кислоте).
    • Ti и V образуют также катионы МеО 2+
    d -элементы 5 и 6 периодов более устойчивы к окислению, чем 4 d - металлы.

    В кислых растворах Н + может окислить: Y, La, Сd.

    В HNO 3 могут растворяться: Cd, Hg, Ag. В горячей HNO 3 растворяются Pd, Tc, Re.

    В горячей H 2 SO 4 растворяются: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Металлы: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W обычно растворяют в смеси HNO 3 + HF.

    В царской водке (смеси HNO 3 + HCl) можно растворить Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au и Os с трудом). Причиной растворения металлов в царской водке или в смеси HNO 3 + HF является образование комплексных соединений.

    Пример. Растворение золота в царской водке становится возможным из-за образования комплекса -

    Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

  • Взаимодействие металлов с водой

    Окислительные свойства воды обусловлены Н(+1).

    2Н 2 О + 2е - " Н 2 + 2ОН -

    Так как концентрация Н + в воде мала, окислительные свойства ее невысоки. В воде способны растворяться металлы с Е < - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Все s -металлы, кроме Be и Mg легко растворяются в воде.

    2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

    Na энергично взаимодействует с водой с выделением тепла. Выделяющийся Н 2 может воспламениться.

    2H 2 +O 2 =2H 2 O

    Mg растворяется только в кипящей воде, Ве защищен от окисления инертным нерастворимым оксидом

    Металлы р-блока - менее сильные восстановители, чем s .

    Среди р-металлов восстановительная активность выше у металлов IIIА-подгруппы, Sn и Pb - слабые восстановители, Bi имеет Ео > 0 .

    р-металлы при обычных условиях в воде не растворяются . При растворении защитного оксида с поверхности в щелочных растворах водой окисляются Al, Ga и Sn.

    Среди d-металлов водой окисляются при нагревании Sc и Mn, La, Y. Железо реагирует с водяным паром.

  • Взаимодействие металлов с растворами щелочей

    В щелочных растворах окислителем выступает вода .

    2Н 2 О + 2е - = Н 2 + 2ОН - Ео = - 0,826 B (рН =14)

    Окислительные свойства воды с ростом рН понижаются, из-за уменьшения концентрации Н + . Тем не менее, некоторые металлы, не растворяющиеся в воде, растворяются в растворах щелочей, например, Al, Zn и некоторые другие. Главная причина растворения таких металлов в щелочных растворах заключается в том, что оксиды и гидроксиды этих металлов проявляют амфотерность, растворяются в щелочи, устраняя барьер между окислителем и восстановителем.

    Пример. Растворение Al в растворе NaOH.

    2Al + 3H 2 O +2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2

    • Атомы Кислорода могут образовывать два типа молекул: O 2 - кислород и O 3 - озон.

    Явление существования нескольких простых веществ, образованных атомами одного химического элемента, называется алотропією. А простые вещества, образованные одним элементом, называют алотропними модификациями.

    Следовательно, озон и кислород - это аллотропные модификации элемента Кислорода.

    Свойства

    Кислород

    Озон

    Формула соединения

    O 2

    O 3

    Внешний вид в обычных условиях

    Газ

    Газ

    Цвет

    В парах кислород бесцветный. Жидкий - бледно-голубого цвета, а твердый - синего

    Пары озона светло-синего цвета. Жидкий - синего цвета, а твердый представляет собой темно-фиолетовые кристаллы

    Запах и вкус

    Без запаха и вкуса

    Резкий характерный запах (в малых концентрациях придает воздуху запах свежести)

    Температура плавления

    219 °С

    192 °С

    Температура кипения

    183 °С

    112 °С

    Плотность при н. у.

    1,43 г/л

    2,14 г/л

    Растворимость уводі

    4 объемы кислорода в 100 объемах воды

    45 объемов озона в 100 объемах воды

    Магнитные свойства

    Жидкий и твердый кислород - парамагнитные вещества, т.е. втягиваются в магнитное поле

    Имеет диамагнитные свойства, то есть не взаимодействует с магнитным полем

    Биологическая роль

    Необходим для дыхания растений и животных (в смеси с азотом или инертным газом). Вдыхание чистого кислорода приводит к сильному отравлению

    В атмосфере образует так называемый озоновый слой, который защищает биосферу от вредного воздействия ультрафиолетового излучения. Ядовитый

    Химические свойства кислорода и озона

    Взаимодействие кислорода с металлами

    Молекулярный кислород - довольно сильный окислитель. Он окисляет практически все металлы (кроме золота и платины). Много металлов медленно окисляются на воздухе, но в атмосфере чистого кислорода сгорают очень быстро, при этом образуется оксид:

    Однако некоторые металлы при горении образуют не оксиды, а пероксиды (в таких соединениях степень окисления Кислорода равна -1) или надпероксиди (степень окисления атома Кислорода - дробная). Примером таких металлов могут быть барий, натрий и калий:

    Взаимодействие кислорода с неметаллами

    Оксиген проявляет степень окисления -2 в соединениях, которые образованы со всеми неметаллами, кроме Фтора, Гелия, Неона и Аргона. Молекулы кислорода при нагревании непосредственно вступают во взаимодействие со всеми неметаллами, кроме галогенов и инертных газов. В атмосфере кислорода фосфор самовоспламеняется и некоторые другие неметаллы:

    При взаимодействия кислорода с фтором образуется кислород фторид, а не фтор оксид, поскольку атом Фтора имеет большую электроотрицательности, чем атом Кислорода. Оксиген фторид - это газ бледно-желтого цвета. Его используют как очень сильный окислитель и фторувальний агент. В этой соединении степень окисления Кислорода равна +2.

    В избытка фтора может образовываться диоксиген дифторид, в котором степень окисления Кислорода равна +1. По строению такая молекула похожа на молекулу водород пероксида.

    Применение кислорода и озона. Значение озонового слоя

    Кислород используют все аэробные живые существа для дыхания. В процессе фотосинтеза растения выделяют кислород и поглощают углекислый газ.

    Молекулярный кислород применяют для так называемой интенсификации, то есть ускорение окислительных процессов в металлургической промышленности. А еще кислород используют для добывания пламени с высокой температурой. При горении ацетилена (С 2 Н 2) в кислороде температура пламени достигает 3500 °С. В медицине кислород применяют для облегчения дыхания больных. Его также используют в дыхательных аппаратах для работы людей в трудной для дыхания атмосфере. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива.

    Озон используют в лабораторной практике как очень сильный окислитель. В промышленности с его помощью дезинфицируют воду, поскольку ему присуща сильная окислительная действие, которая уничтожает различные микроорганизмы.

    Пероксиды, надпероксиди и озонидов щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в космических кораблях и на подводных лодках, Такое применение основано на реакции этих веществ с углекислым газом СО 2:

    В природе озон содержится в высоких слоях атмосферы на высоте около 20-25 км, в так называемом озоновом слое, который защищает Землю от жесткого солнечного излучения. Уменьшение концентрации озона в стратосфере хотя бы на 1 может привести к тяжелым последствиям, таким рост числа онкологических заболеваний кожи в людей и животных, увеличение числа заболеваний, связанных с угнетением иммунной системы человека, замедление роста наземных растений, снижение скорости роста фитопланктона и т.д.

    Без озонового слоя жизнь на планете было бы невозможным. Тем временем загрязнение атмосферы различными промышленными выбросами приводят к разрушению озонового слоя. Самыми опасными веществами для озона являются фреоны (их используют как хладагенты в холодильных машинах, а также как наполнители для баллончиков с дезодорантами) и отходы ракетного топлива.

    Мировое сообщество очень обеспокоено в связи с образованием дыры в озоновом слое на полюсах нашей планеты, в связи с чем в 1987 г. был принят «Монреальский протокол по веществам, разрушающим озоновый слой», который ограничил использование веществ, вредных для озонового слоя.

    Физические свойства веществ, образованных элементом Сульфуром

    Атомы Серы, так же, как и Кислорода, могут образовывать различные аллотропные модификации (S ∞ ; S 12 ; S 8 ; S 6 ; S 2 и другие). При комнатной температуре сера находится в виде α -серы (или ромбической серы), что представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. При температуре свыше +96 °С происходит медленный переход α -серы в β -серу (или моноклінну серу), что представляет собой почти белые пластинки. Если расплавленную серу перелить в воду, происходит переохлаждение жидкой серы и образования желто-коричневой резино-подобной пластической серы, которая погодя снова превращается в а-серу. Сера кипит при температуре, равной +445 °С, образуя пары темно-бурого цвета.

    Все модификации серы не растворяются в воде, зато достаточно хорошо растворяются в сероуглероде (CS 2 ) и некоторых других неполярных растворителях.

    Применение серы

    Главный продукт серной промышленности - это сульфатная кислота. На ее производство приходится около 60 % серы, которую добывают. В гумотехнічній промышленности серу используют для превращения каучука в высококачественную резину, то есть для вулканизации каучука. Сера - важнейший компонент любых пиротехнических смесей. Например, в спичечных головках содержится около 5 %, а в намазці на коробке - около 20 % серы по массе. В сельском хозяйстве серу используют для борьбы с вредителями виноградников. В медицине серу применяют при изготовлении различных мазей для лечения кожных заболеваний.


    Металлы - активные восстановители с положительной степенью окисления. Благодаря химическим свойствам металлы широко используются в промышленности, металлургии, медицине, строительстве.

    Активность металлов

    В реакциях атомы металлов отдают валентные электроны и окисляются. Чем больше энергетических уровней и меньше электронов имеет атом металла, тем легче ему отдавать электроны и вступать в реакции. Поэтому металлические свойства увеличиваются сверху вниз и справа налево в таблице Менделеева.

    Рис. 1. Изменение металлических свойств в таблице Менделеева.

    Активность простых веществ показана в электрохимическом ряду напряжений металлов. Слева от водорода находятся активные металлы (активность увеличивается к левому краю), справа - неактивные.

    Наибольшую активность проявляют щелочные металлы, находящиеся в I группе периодической таблицы и стоящие левее водорода в электрохимическом ряду напряжений. Они вступают в реакцию со многими веществами уже при комнатной температуре. За ними идут щелочноземельные металлы, входящие во II группу. Они реагируют с большинством веществ при нагревании. Металлы, находящиеся в электрохимическом ряду от алюминия до водорода (средней активности) требуют дополнительных условий для вступления в реакции.

    Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

    Некоторые металлы проявляют амфотерные свойства или двойственность. Металлы, их оксиды и гидроксиды реагируют с кислотами и основаниями. Большинство металлов реагирует только с некоторыми кислотами, замещая водород и образуя соль. Наиболее ярко выраженные двойственные свойства проявляют:

    • алюминий;
    • свинец;
    • цинк;
    • железо;
    • медь;
    • бериллий;
    • хром.

    Каждый металл способен вытеснять стоящий правее него в электрохимическом ряду другой металл из солей. Металлы, находящиеся слева от водорода, вытесняют его из разбавленных кислот.

    Свойства

    Особенности взаимодействия металлов с разными веществами представлены в таблице химических свойств металлов.

    Реакция

    Особенности

    Уравнение

    С кислородом

    Большинство металлов образует оксидные плёнки. Щелочные металлы самовоспламеняются в присутствии кислорода. При этом натрий образует пероксид (Na 2 O 2), остальные металлы I группы - надпероксиды (RO 2). При нагревании щелочноземельные металлы самовоспламеняются, металлы средней активности - окисляются. Во взаимодействие с кислородом не вступают золото и платина

    4Li + O 2 → 2Li 2 O;

    2Na + O 2 → Na 2 O 2 ;

    K + O 2 → KO 2 ;

    4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 ;

    2Cu + O 2 → 2CuO

    С водородом

    При комнатной температуре реагируют щелочные, при нагревании - щелочноземельные. Бериллий не вступает в реакцию. Магнию дополнительно необходимо высокое давление

    Sr + H 2 → SrH 2 ;

    2Na + H 2 → 2NaH;

    Mg + H 2 → MgH 2

    Только активные металлы. Литий вступает в реакцию при комнатной температуре. Остальные металлы - при нагревании

    6Li + N 2 → 2Li 3 N;

    3Ca + N 2 → Ca 3 N 2

    С углеродом

    Литий и натрий, остальные - при нагревании

    4Al + 3C → Al 3 C4;

    2Li+2C → Li 2 C 2

    Не взаимодействуют золото и платина

    2K + S → K 2 S;

    Fe + S → FeS;

    Zn + S → ZnS

    С фосфором

    При нагревании

    3Ca + 2P → Ca 3 P 2

    С галогенами

    Не реагируют только малоактивные металлы, медь - при нагревании

    Cu + Cl 2 → CuCl 2

    Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы. При нагревании, в условиях кислой или щелочной среды реагируют металлы средней активности

    2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ;

    Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ;

    Pb + H 2 O → PbO + H 2

    С кислотами

    Металлы слева от водорода. Медь растворяется в концентрированных кислотах

    Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2 ;

    Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 ;

    Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

    Со щелочами

    Только амфотерные металлы

    2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2

    Активные замещают менее активные металлы

    3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

    Металлы взаимодействуют между собой и образуют интерметаллические соединения - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

    Применение

    Общие химические свойства металлов используются для создания сплавов, моющих средств, применяются в каталитических реакциях. Металлы присутствуют в аккумуляторах, электронике, в несущих конструкциях.

    Основные отрасли применения указаны в таблице.

    Рис. 3. Висмут.

    Что мы узнали?

    Из урока 9 класса химии узнали об основных химических свойствах металлов. Возможность взаимодействовать с простыми и сложными веществами определяет активность металлов. Чем активнее металл, тем легче он вступает в реакцию при обычных условиях. Активные металлы реагируют с галогенами, неметаллами, водой, кислотами, солями. Амфотерные металлы взаимодействуют со щелочами. Малоактивные металлы не реагируют с водой, галогенами, большинством неметаллов. Кратко рассмотрели отрасли применения. Металлы используются в медицине, промышленности, металлургии, электронике.

    Тест по теме

    Оценка доклада

    Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 120.