Таблица активности металлов: Таблица «Ряд активности металлов» для оформления кабинета химии

Содержание

Электрохимический ряд активности металлов — это… Что такое Электрохимический ряд активности металлов?

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Meⁿ⁺: Meⁿ⁺ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительные реакциях в водных растворах.

История

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам^[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений

[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент («Вольтов столб»), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду («ряд напряжений»). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (т. е. последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции^[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов – тем, что называется химическим сродством»^[4]. Открытие Бекетовом вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые («

вытеснительный ряд Бекетова»).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений об ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.^[5]^[6].

Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl₂ и свинец — из кислого раствора PbCl₂; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» – расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов.

Теоретические основы

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование (щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu²⁺/Eu^{[источник не указан 228 дней]} до +1,691 В у пары Au⁺/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

Практическое использование ряда напряжений

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu возможно только в прямом направлении.
Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.

Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Таблица электрохимических потенциалов металлов

Металл	Катион	φ⁰, В	Реакционная способность	Электролиз (на катоде):
Li	Li⁺	-3,0401	реагирует с водой	выделяется водород
Cs	Cs⁺	-3,026
Rb	Rb⁺	-2,98
K	K⁺	-2,931
Ra	Ra²⁺	-2,912
Ba	Ba²⁺	-2,905
Fr	Fr⁺	-2,92
Sr	Sr²⁺	-2,899
Ca	Ca²⁺	-2,868
Eu	Eu²⁺	-2,812
Na	Na⁺	-2,71
Sm	Sm²⁺	-2,68
Md	Md²⁺	-2,40	реагирует с кислотами
La	La³⁺	-2,379
Y	Y³⁺	-2,372
Mg	Mg²⁺	-2,372
Ce	Ce³⁺	-2,336
Pr	Pr³⁺	-2,353
Er	Er³⁺	-2,331
Ho	Ho³⁺	-2,33
Nd	Nd³⁺	-2,323
Tm	Tm³⁺	-2,319
Sm	Sm³⁺	-2,304
Pm	Pm³⁺	-2,30
Fm	Fm²⁺	-2,30
Dy	Dy³⁺	-2,295
Tb	Tb³⁺	-2,28
Lu	Lu³⁺	-2,28
Gd	Gd³⁺	-2,279
Es	Es²⁺	-2,23
Ac	Ac³⁺	-2,20
Dy	Dy²⁺	-2,2
Pm	Pm²⁺	-2,2
Cf	Cf²⁺	-2,12
Sc	Sc³⁺	-2,077
Am	Am³⁺	-2,048
Cm	Cm³⁺	-2,04
Pu	Pu³⁺	-2,031
Er	Er²⁺	-2,0
Pr	Pr²⁺	-2,0
Eu	Eu³⁺	-1,991
Lr	Lr³⁺	-1,96
Cf	Cf³⁺	-1,94
Es	Es³⁺	-1,91
Th	Th⁴⁺	-1,899
Fm	Fm³⁺	-1,89
Np	Np³⁺	-1,856
Be	Be²⁺	-1,847
U	U³⁺	-1,798
Al	Al³⁺	-1,700
Md	Md³⁺	-1,65
Ti	Ti²⁺	-1,63		конкурирующие реакции: и выделение водорода, и выделение металла в чистом виде
Hf	Hf⁴⁺	-1,55
Zr	Zr⁴⁺	-1,53
Pa	Pa³⁺	-1,34
Ti	Ti³⁺	-1,208
Yb	Yb³⁺	-1,205
No	No³⁺	-1,20
Ti	Ti⁴⁺	-1,19
Mn	Mn²⁺	-1,185
V	V²⁺	-1,175
Nb	Nb³⁺	-1,1
Nb	Nb⁵⁺	-0,96
V	V³⁺	-0,87
Cr	Cr²⁺	-0,852
Zn	Zn²⁺	-0,763
Cr	Cr³⁺	-0,74
Ga	Ga³⁺	-0,560
Ga	Ga²⁺	-0,45
Fe	Fe²⁺	-0,441
Cd	Cd²⁺	-0,404
In	In³⁺	-0,3382
Tl	Tl⁺	-0,338
Co	Co²⁺	-0,28
In	In⁺	-0,25
Ni	Ni²⁺	-0,234
Mo	Mo³⁺	-0,2
Sn	Sn²⁺	-0,141
Pb	Pb²⁺	-0,126
H₂	H⁺	0
W	W³⁺	+0,11	низкая реакционная способность	выделение металла в чистом виде
Ge	Ge⁴⁺	+0,124
Sb	Sb³⁺	+0,240
Ge	Ge²⁺	+0,24
Re	Re³⁺	+0,300
Bi	Bi³⁺	+0,317
Cu	Cu²⁺	+0,338
Po	Po²⁺	+0,37
Тс	Тс²⁺	+0,400
Ru	Ru²⁺	+0,455
Cu	Cu⁺	+0,522
Te	Te⁴⁺	+0,568
Rh	Rh⁺	+0,600
W	W⁶⁺	+0,68
Tl	Tl³⁺	+0,718
Rh	Rh³⁺	+0,758
Po	Po⁴⁺	+0,76
Hg	Hg₂²⁺	+0,7973
Ag	Ag⁺	+0,799
Pb	Pb⁴⁺	+0,80
Os	Os²⁺	+0,850
Hg	Hg²⁺	+0,851
Pt	Pt²⁺	+0,963
Pd	Pd²⁺	+0,98
Ir	Ir³⁺	+1,156
Au	Au³⁺	+1,498
Au	Au⁺	+1,691

Ссылки

Литература

Корольков Д.В. Основы неорганической химии. — М.:Просвещение, 1982. — 271 с.

Примечания

↑ Рабинович В. Л. Алхимия как феномен средневековой культуры. — М.: Наука, 1979
↑ Пути познания / Головнер В.Н. Взгляд на мир глазами химика
↑ Штрубе В. Пути развития химии: в 2-х томах. Том 2. От начала промышленной революции до первой четверти XX века
↑ Беляев А.И. Николай Николаевич Бекетов – выдающийся русский физико-химик и металлург. М., 1953
↑ Леенсон И. А. Ряд активности металлов Бекетова: миф или реальность? // Химия в школе. — 2002. — № 9. — С. 90-96.
↑ Мчедлов-Петросян Н. О.Труды Н. Н. Бекетова и ряд активности металлов // Вестник Харьковского национального университета. — 2003. — № 596. — Химия. Вып. 10 (33). — С. 221-225.

Электрохимический ряд активности металлов
Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H₂, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Электрохимический ряд активности металлов и водорода таблица, электрохимический ряд напряжений металлов и водорода, ряд электроотрицательности химических элементов, ряд анионов

Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru: главная страница / / Техническая информация / / Химический справочник / / Химия для самых маленьких. Шпаргалки. Детский сад, Школа. / / Электрохимический ряд активности металлов и водорода таблица, электрохимический ряд напряжений металлов и водорода, ряд электроотрицательности химических элементов, ряд анионов

Электрохимический ряд активности металлов и водорода таблица, электрохимический ряд напряжений металлов и водорода, ряд электроотрицательности химических элементов, ряд анионов.
Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

Если Вы не обнаружили себя в списке поставщиков, заметили ошибку, или у Вас есть дополнительные численные данные для коллег по теме, сообщите , пожалуйста.
Вложите в письмо ссылку на страницу с ошибкой, пожалуйста.

Коды баннеров проекта DPVA.ru
Начинка: KJR Publisiers

Консультации и техническая
поддержка сайта: Zavarka Team

Проект является некоммерческим. Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Владельцы сайта www.dpva.ru не несут никакой ответственности за риски, связанные с использованием информации, полученной с этого интернет-ресурса. Free xml sitemap generator

Ряд активности металлов в химии

Ряд активности металлов

Все металлы, в зависимости от их окислительно-восстановительной активности объединяют в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжения металлов (так как металлы в нем расположены в порядке увеличения стандартных электрохимических потенциалов) или рядом активности металлов:

Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Рt, Au

Наиболее химически активные металлы стоят в ряду активности до водорода, причем, чем левее расположен металл, тем он активнее. Металлы, занимающие в ряду активности, место после водорода считаются неактивными.

Алюминий

Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al₂O₃, которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот.

Алюминий относится к металлам p-семейства. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s²3p¹. В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».

Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:

2Al₂O₃ = 4Al + 3O₂↑

Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na₃[AlF₆] и Al₂O₃. Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF₃, CaF₂ и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.

Алюминий способен взаимодействовать с водой после удаления с его поверхности оксидной пленки (1), взаимодействовать с простыми веществами (кислородом, галогенами, азотом, серой, углеродом) (2-6), кислотами (7) и основаниями (8):

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ +3H₂↑ (1)

2Al +3/2O₂ = Al₂O₃ (2)

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃ (3)

2Al + N₂ = 2AlN (4)

2Al +3S = Al₂S₃ (5)

4Al + 3C = Al₄C₃ (6)

2Al + 3H₂SO_{4 =}Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑ (7)

2Al +2NaOH +3H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑ (8)

Кальций

В свободном виде Ca – серебристо-белый металл. При нахождении на воздухе мгновенно покрывается желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты его взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, имеет кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку.

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 4s². В своих соединениях кальций проявляет степень окисления равную «+2».

Кальций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

CaCl₂ = Ca + Cl₂↑

Кальций способен растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства (1), реагировать с кислородом (2), образуя оксиды, взаимодействовать с неметаллами (3 -8), растворяться в кислотах (9):

Ca + H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑ (1)

2Ca + O₂ = 2CaO (2)

Ca + Br₂ =CaBr₂ (3)

3Ca + N₂ = Ca₃N₂ (4)

2Ca + 2C = Ca₂C₂ (5)

Ca +S = CaS (6)

2Ca + 2P = Ca₃P₂ (7)

Ca + H₂ = CaH₂ (8)

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂↑ (9)

Железо и его соединения

Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – [Ar]3d ⁶4s². В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3».

Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид (II, III) Fe₃O₄:

3Fe + 4H₂O₍_v₎ ↔ Fe₃O₄ + 4H₂↑

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавеет):

3Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами, например, галогенами (1), растворяется в кислотах (2):

2Fe + Br₂ = 2FeBr₃ (при нагревании) (1)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (2)

Железо образует целый спектр соединений, поскольку проявляет несколько степеней окисления: гидроксид железа (II), гидроксид железа (III), соли, оксиды и т.д. Так, гидроксид железа (II) можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Гидроксид железа (II) растворим в кислотах и окисляется до гидроксида железа (III) в присутствии кислорода.

Соли железа (II) проявляют свойства восстановителей и превращаются в соединения железа (III).

Оксид железа (III) нельзя получить по реакции горения железа в кислороде, для его получения необходимо сжигать сульфиды железа или прокаливать другие соли железа:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ +8SO₂↑

2FeSO_{4 =}Fe₂O₃ + SO₂↑ + 3H₂O

Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства и способны вступать в ОВР с сильными восстановителями:

2FeCl₃ + H₂S = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

Производство чугуна и стали

Стали и чугуны – сплавы железа с углеродом, причем содержание углерода в стали до 2%, а в чугуне 2-4%. Стали и чугуны содержат легирующие добавки: стали– Cr, V, Ni, а чугун – Si.

Выделяют различные типы сталей, так, по назначению выделяют конструкционные, нержавеющие, инструментальные, жаропрочные и криогенные стали. По химическому составу выделяют углеродистые (низко-, средне- и высокоуглеродистые) и легированные (низко-, средне- и высоколегированные). В зависимости от структуры выделяют аустенитные, ферритные, мартенситные, перлитные и бейнитные стали.

Стали нашли применение во многих отраслях народного хозяйства, таких как строительная, химическая, нефтехимическая, охрана окружающей среды, транспортная энергетическая и другие отрасли промышленности.

В зависимости от формы содержания углерода в чугуне — цементит или графит, а также их количества различают несколько типов чугуна: белый (светлый цвет излома из-за присутствия углерода в форме цементита), серый (серый цвет излома из-за присутствия углерода в форме графита), ковкий и жаропрочный. Чугуны очень хрупкие сплавы.

Области применения чугунов обширны – из чугуна изготавливают художественные украшения (ограды, ворота), корпусные детали, сантехническое оборудование, предметы быта (сковороды), его используют в автомобильной промышленности.

Примеры решения задач

Таблица «Ряд активности металлов» | Vesta

Товар добавляется в корзину

0 Руб

Товаров: 0

Выберите ваше образовательное учреждение

СВЕРНУТЬ

Таблица «Ряд активности металлов» Артикул товара: ХЛ-64

МЫ ПРЕДОСТАВИМ:

ТРИ КОМЕРЧЕСКИХ ПРЕДЛОЖЕНИЯ
ТЕХНИЧЕСКОЕ ЗАДАНИЕ
ДОГОВОР, СПЕЦИФИКАЦИЮ, СЧЁТ
ДОСТАВИМ И ОБУЧИМ

ВАС ТАКЖЕ МОЖЕТ ЗАИНТЕРЕСОВАТЬ

ПОЧЕМУ МЫ:

КРУПНЕЙШИЙ ПОСТАВЩИК В ОБРАЗОВАТЕЛЬНЫЕ УЧРЕЖДЕНИЯ
VESTA более 8 лет комплектует образовательные учреждения по всей стране. Более 200 городов получили наше оборудование.
РАБОТАЕМ ПО СИСТЕМЕ «ПРОИЗВОДИТЕЛЬ — ЗАКАЗЧИК»
Большинство представленного оборудования мы производим сами, а что не производим, заказываем напрямую у производителей, минуя многочисленных спекулянтов.
КОНТРОЛЬ КАЧЕСТВА
Каждая отгрузка проходит контроль качества. Мы лично упаковываем и доставляем товар до терминала транспортной компании.
ОБУЧЕНИЕ И СЕРТИФИКАТЫ
Каждая продукция сертифицирована и одобрена таможенным союзом. Ко всему прилагаются инструкции по эксплуатации.
КОМПЛЕКСНОЕ СОПРОВОЖДЕНИЕ ГОСУДАРСТВЕННЫХ КОНТРАКТОВ
Наши менеджеры всегда готовы помочь с подбором оборудования и подготовкой тендерной документации.
БОНУСЫ И ПОДАРКИ
В зависимости от суммы заказа, Вы всегда получаете различные бонусы или подарки.

ОСТАЛИСЬ ВОПРОСЫ ?

Позвоните нам по бесплатному номеру

8 (800) 444-04-36

ХОТИТЕ ПОЛУЧИТЬ ПОДАРОК?
Я ВАМ ПЕРЕЗВОНЮ

Спасибо за Ваше обращение

Ваша заявка отправлена.
Наш менеджер свяжется с Вами в ближайшее время!

Артикул товара:

МЫ ПРЕДОСТАВИМ:

ТРИ КОМЕРЧЕСКИХ ПРЕДЛОЖЕНИЯ
ТЕХНИЧЕСКОЕ ЗАДАНИЕ
ДОГОВОР, СПЕЦИФИКАЦИЮ, СЧЁТ
ДОСТАВИМ И ОБУЧИМ

Ряд напряжений металлов их свойства. Мир современных материалов

Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

Положение в таблице Менделеева

Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

Наиболее активными считаются щелочные металлы:

литий;
натрий;
калий;
рубидий;
цезий;
франций.

К щелочноземельным металлам относятся:

бериллий;
магний;
кальций;
стронций;
барий;
радий.

Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

Свойства

Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

Реакция	Уравнение	Исключение
Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом	K + O 2 → KO 2	Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре
Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагируют с простыми веществами, образуя соли	Ca + Br 2 → CaBr 2 ; — 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алюминий не вступает в реакцию с водородом
Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород	— Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки
Реагируют с кислотами, образуя соли	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; — 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей — минералов, горных пород.

Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

Что мы узнали?

К активным металлам относятся элементы I и II групп — щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома — немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия — высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

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

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

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

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

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

Cu + Cl 2 = CuCl 2 .

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

С углеродом образуются карбиды:

4Al + 3C = Al 3 C 4 .

С фосфором – фосфиды:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы .

Сплавы

Сплавами называются системы, состоящие из двух или более металлов, а также металлов и неметаллов, обладающих характерными свойства, присущими только металлическому состоянию.

Свойства сплавов – самые разнообразные и отличаются от свойств их компонентов, так, например, для того чтобы золото стало более твердым и пригодным для изготовления украшений, в него добавляют серебро, а сплав, содержащий 40 % кадмия и 60 % висмута, имеет температуру плавления 144 °С, т.е намного ниже температуры плавления его компонентов (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Возможны следующие типы сплавов:

Расплавленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, неограниченно растворяясь друг в друге, например, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и другие. Эти сплавы однородны по составу, обладают высокой химической стойкостью, проводят электрический ток;

Расправленные металлы смешиваются между собой в любых соотношениях, однако при охлаждении расслаиваются, и получается масса, состоящая из отдельных кристалликов компонентов, например, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и другие.

Разность потенциалов «вещество электрода – раствор» как раз и служит количественной характеристикой способности вещества (как металлов, так и неметаллов) переходить в раствор в виде ионов, т.е. характери стикой ОВ способности иона и соответствующего ему вещества.

Такую разность потенциалов называют электродным потенциалом .

Однако прямых методов измерений такой разности потенциалов не существует, поэтому условились их определять по отношению к так называемому стандартному водородному электроду, потенци ал которого условно принят за ноль (часто его также называют электродом сравнения). Стандартный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, погруженной в раствор кислоты с кон центрацией ионов Н + 1 моль/л и омываемой струей газообразного водорода при стандартных условиях .

Возникновение потенциала на стандартном водородном электроде можно представить себе следующим образом. Газообразный водород, адсорбируясь платиной, переходит в атомарное состояние:

H 2 2H .

Между атомарным водородом, образующимся на поверхности пластины, ионами водорода в растворе и платиной (электроны!) реализуется состояние динамического равновесия:

H Н + + е.

Суммарный процесс выражается уравнением:

Н 2 2Н + + 2е.

Платина не принимает участия в окислительно — восстанов ительном процессе, а является лишь носителем атомарного водорода.

Если пластинку некоторого металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25° С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е 0 .

По отношению к системе Н 2 /2Н + некоторые вещества будут вести себя как окислители, другие — как восстановители. В настоящее время получены стандартные потенциалы практически всех металлов и многих неметаллов, которые характеризуют относительную способность восстановителей или окислителей к отдаче или захвату электронов.

Потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-“, а знаком “+” отмечены потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Если расположить металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, то образуется так называемый электрохимический ряд напряжений металлов :

Li , Rb , К, Ва, Sr , Са, N а, М g , А l , М n , Zn , С r , F е, С d , Со, N i , Sn , Р b , Н, Sb , В i , С u , Hg , А g , Р d , Р t , А u .

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов.

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений металлов после него. Исключениями являются лишь щелочные и щелочноземельные металлы, которые не будут восстанавливать ионы других металлов из растворов их солей. Это связано с тем, что в этих случаях с большей скоростью протекают реакции взаимодействия металлов с водой.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Необходимо отметить, что представленный ряд характеризует поведение металлов и их солей только в водных растворах, поскольку потенциалы учитывают особенности взаимодействия того или иного иона с молекулами растворителя. Именно поэтому электрохимический ряд начинается литием, тогда как более активные в химическом отношении рубидий и калий находятся правее лития. Это связано с исключительно высокой энергией процесса гидратации ионов лития по сравнению с ионами других щелочных металлов.

Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос: протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция?

Так, все полуреакции окисления галогенид-ионов до свободных галогенов

2 Cl — — 2 e = С l 2 Е 0 = -1,36 В (1)

2 Br — -2е = В r 2 E 0 = -1,07 В (2)

2I — -2 е = I 2 E 0 = -0,54 В (3)

могут быть реализованы в стандартных условиях при использовании в качестве окислителя оксида свинца ( IV ) (Е 0 = 1,46 В) или перманганата калия (Е 0 = 1,52 В). При использовании дихромата калия ( E 0 = 1,35 В) удается осуществить только реакции (2) и (3). Наконец, использование в качестве окислителя азотной кислоты ( E 0 = 0,96 В) позволяет осуществить только полуреакцию с участием иодид-ионов (3).

Таким образом, количественным критерием оценки возможности протекания той или иной окислительно-восстановительной реакции является положительное значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления.

Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений , ряд стандартных электродных потенциалов ) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ 0 , отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Me n+ : Me n+ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

История

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам . Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым . Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов — тем, что называется химическим сродством » . Открытие Бекетовым вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять другие из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые (поэтому данный ряд часто также называют вытеснительный ряд Бекетова , или просто ряд Бекетова ).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений о ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда. Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl 2 и свинец — из кислого раствора PbCl 2 ; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода . Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия , однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl 2 .

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» — расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов . Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название ряда стандартных электродных потенциалов .

Теоретические основы

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе . Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства . Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu 2+ /Eu [ ] до +1,691 В у пары Au + /Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий , а самым сильным окислителем — катионы золота Au + .

Практическое использование ряда напряжений

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе :

Металлы, стоящие левее водорода, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu возможно только в прямом направлении.
Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Таблица электрохимических потенциалов металлов

Катион	φ 0 , В	Реакционная способность	Электролиз (на катоде):
Li +	-3,0401	реагирует с водой	выделяется водород
Cs +	-3,026
Rb +	-2,98
K +	-2,931
Fr +	-2,92
Ra 2+	-2,912
Ba 2+	-2,905
Sr 2+	-2,899
Ca 2+	-2,868
Eu 2+	-2,812
Na +	-2,71
Sm 2+	-2,68
Md 2+	-2,40	реагирует с водными растворами кислот
La 3+	-2,379
Y 3+	-2,372
Mg 2+	-2,372
Ce 3+	-2,336
Pr 3+	-2,353
Nd 3+	-2,323
Er 3+	-2,331
Ho 3+	-2,33
Tm 3+	-2,319
Sm 3+	-2,304
Pm 3+	-2,30
Fm 2+	-2,30
Dy 3+	-2,295
Lu 3+	-2,28
Tb 3+	-2,28
Gd 3+	-2,279
Es 2+	-2,23
Ac 3+	-2,20
Dy 2+	-2,2
Pm 2+	-2,2
Cf 2+	-2,12
Sc 3+	-2,077
Am 3+	-2,048
Cm 3+	-2,04
Pu 3+	-2,031
Er 2+	-2,0
Pr 2+	-2,0
Eu 3+	-1,991
Lr 3+	-1,96
Cf 3+	-1,94
Es 3+	-1,91
Th 4+	-1,899
Fm 3+	-1,89
Np 3+	-1,856
Be 2+	-1,847
U 3+	-1,798
Al 3+	-1,700
Md 3+	-1,65
Ti 2+	-1,63		конкурирующие реакции: и выделение водорода , и выделение металла в чистом виде
Hf 4+	-1,55
Zr 4+	-1,53
Pa 3+	-1,34
Ti 3+	-1,208
Yb 3+	-1,205
No 3+	-1,20
Ti 4+	-1,19
Mn 2+	-1,185
V 2+	-1,175
Nb 3+	-1,1
Nb 5+	-0,96
V 3+	-0,87
Cr 2+	-0,852
Zn 2+	-0,763
Cr 3+	-0,74
Ga 3+	-0,560

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительную активность металла отображает его положение в электрохимическом ряду напряжений.

На основании ряда можно сделать следующие выводы:

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.

2. Каждый металл способен вытеснять из солей в растворе те металлы, которые стоят правее

2Fe + 3CuSO 4 → 3Cu + Fe 2 (SO 4) 3

3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода способны вытеснять его из кислот.

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

4. Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные) в любых водных растворах прежде сего реагируют с водой.

Восстановительная способность металла, определённая по электрохимическому ряду не всегда соответствует его положению в периодической системе т.к в ряду напряжений учитывается не только радиус атома, но и энергия отрыва электронов.

Альдегиды, их строение и свойства. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.

Альдегиды – это органические соединения, в состав молекулы которых входит карбонильная группа, соединённая с водородом и углеводородным радикалом.

Метаналь (муравьиный альдегид)

Физические свойства

Метаналь – газообразное вещество, водный раствор – формалинь

Химические свойства

Реактивом на альдегиды является Cu(OH) 2

Применение

Наибольшее применение имеют метаналь и этаналь. Большое количество метаналя используется для получения фенолформальдегидной смолы, которую получают при взаимодействии метаналя с фенолом. Эта смола необходима для производства различных пластмасс. Пластмассы изготовлены для из фенолформальдегидной смолы в сочетании с различными наполнителями, называются фенопластами. При растворении фенолформальдегидной смолы в ацетоне или спирту получают различные лаки. При взаимодействии метаналя с карбамидом CO(NH 2) 2 получают карбидную смолу, а из нее – аминопласты. Из этих пластмасс изготавливают микропористые материалы для нужд электротехники.Метаналь идёт так же на производство некоторых лекарственных веществ и красителей. Широко применяется водный раствор, содержащий в массовых долях 40% метаналя. Он называетсяформалином. Его использование основано на свойстве свёртывать белок.

Получение

Альдегиды получают окислением алканов и спиртов. Этаналь получают гидротациейэтина и окислением этена.

Билет №12

Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в измерении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых является кислород со степенью окисления «-2»

К оксидам третьего периода относятся:
Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 .

С увеличением степени окисления элементов, увеличиваются кислотные свойства оксидов.

Na 2 O, MgO – основные оксиды

Al 2 O 3 – амфотерный оксид

SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 – кислотные оксиды.

Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

MgO + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Hg + H 2 O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием щёлочи.

Na 2 O + HOH → 2NaOH

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием соли.
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

Реагирует с водой, с образованием кислоты

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и щелочами

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

Со щёлочью

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O

Жиры, их свойства и состав. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о синтетических моющих средствах. Защита природы от загрязнения СМС.

Жиры – это сложные эфиры глицерина и карбоновых кислот.

Общая формула жиров:

Твёрдые жиры образованы преимущественно высщими предельными карбоновыми кислотами – стеариновой C 17 H 35 COOH, пальмитиновой C 15 H 31 COOH и некоторыми другими. Жидкие жиры образованы главным образом высшими непредельными карбоновыми кислотами – олеиновойC 17 H 33 COOH , ленолевойC 17 H 31 COOH

Жиры наряду с углеводородами и белками входят в состав организмов животных и растений. Они являются важной составной частью пищи человека и животных. При окислении жиров в организме выделяется энергия. Когда в органы пищеварения поступают жиры, то под влиянием ферментов они гидролизуются на глицерин и соответствующие кислоты.

Продукты гидролиза всасываются ворсинками кишечника, а затем синтезируется жир, но уже свойственный организм. Потоком крови жиры переносятся в другие органы и ткани организма, где накапливаются или снова гидролизуются и постепенно окисляются до оксида углерода (IV) и воды.

Физические свойства.

Животные жиры в большинстве случаев твёрдые вещества, но встречаются и жидкие (рыбий жир). Растительные жиры чаше всего жидкие вещества – масла; известны и твёрдые растительные жиры – кокосовое масло.

Химические свойства.

Жиры в животных организмах в присутствии ферментов гидролизуются. Кроме реакций с водой, жиры взаимодействуют со щелочами.

В состав растительных масел входят сложные эфиры непредельных карбоновых кислот, то их можно подвергнуть гидрированию. Они превращаются в предельные соединения
Пример: Из растительного масла в промышленности получают маргарин.

Применение.
Жиры в основном применяют в качестве пищевого продукта. Раньше жиры использовали для получения мыла
Синтетические моющие средства.

Синтетические моющие средства оказывают вредное действие на окружающую среду, т.к. они устойчивы и с трудом подвергаются разрушению.

какие металлы стоят до водорода и их свойства, таблица напряжений или растворимости для ЕГЭ по химии

Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al2O3, которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот.

Ряд активности металлов в химии

Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, h3, Cu, Hg, Ag, Рt, Au

Алюминий

Алюминий относится к металлам p-семейства. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s23p1. В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».

Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:

Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na3[AlF6] и Al2O3. Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF3, CaF2 и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.

Алюминий способен взаимодействовать с водой после удаления с его поверхности оксидной пленки, взаимодействовать с простыми веществами (кислородом, галогенами, азотом, серой, углеродом), кислотами и основаниями:

2Al + 6h3O = 2Al(OH)3 +3h3↑
2Al +3/2O2 = Al2O3
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
2Al + N2 = 2AlN
2Al +3S = Al2S3
4Al + 3C = Al4C3
2Al + 3h3SO4 = Al2(SO4)3 + 3h3↑
2Al +2NaOH +3h3O = 2Na[Al(OH)4] + 3h3↑

Кальций

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 4s2. В своих соединениях кальций проявляет степень окисления равную «+2».

Кальций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:

CaCl2 = Ca + Cl2↑

Ca + h3O = Ca(OH)2 + h3↑ (1)
2Ca + O2 = 2CaO (2)
Ca + Br2 =CaBr2 (3)
3Ca + N2 = Ca3N2 (4)
2Ca + 2C = Ca2C2 (5)
Ca +S = CaS (6)
2Ca + 2P = Ca3P2 (7)
Ca + h3 = Cah3 (8)
Ca + 2HCl = CaCl2 + h3↑ (9)

Железо и его соединения

Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – [Ar]3d 64s2. В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3».

Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид (II, III) Fe3O4:

3Fe + 4h3O(v) ↔ Fe3O4 + 4h3↑

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавеет):

3Fe + 3O2 + 6h3O = 4Fe(OH)3

2Fe + Br2 = 2FeBr3 (при нагревании) (1)
Fe + 2HCl = FeCl2 + h3↑ (2)

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Гидроксид железа (II) растворим в кислотах и окисляется до гидроксида железа (III) в присутствии кислорода.

Соли железа (II) проявляют свойства восстановителей и превращаются в соединения железа (III).

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 +8SO2↑
2FeSO4 = Fe2O3 + SO2↑ + 3h3O

2FeCl3 + h3S = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Производство чугуна и стали

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/9-klass/ryad-aktivnosti-metallov/

Ряд активности металлов

Автор mednik На чтение 5 мин Просмотров 296 Опубликовано 26 января, 2021

Что же из себя представляет ряд активности металлов давайте разбираться. Металлы — группа химических элементов, обладающих сходными свойствами. Среди них — электропроводность, пластичность, температурная зависимость сопротивления. По виду металлы можно отличить по характерному блеску, который так и назвали — металлический. Но химические свойства элементов отличаются в зависимости от строения их молекул и кристаллической решетки. Особенно ярко отличия проявляются по отношению взаимодействия с кислотами и щелочами. Всего на данный момент насчитывается 96 металлов. Общие свойства металлов показаны в таблице:

Все металлы в той или иной степени являются восстановителями, то есть, отдают электроны при течении окислительно-восстановительных реакций. Таблица электроотрицательности металлов показывает, какой металл является наиболее активным восстановителем. Если цифра напротив элемента больше 2, то это окислитель с характерными свойствами и выходит из ряда металлов, проявляя типичные свойства неметалла.

Электрохимический ряд активности металлов показывает, какие из металлов более активные, какие менее. Расположение элементов в горизонтальном ряду слева направо показывает направление снижения восстановительной способности и возрастание окислительной.

Восстановительная способность — свойство отдавать электроны в химических реакциях с водными растворами солей и щелочей.

Окислительная способность — свойство присоединять электроны в реакциях с теми же веществами.

Металлы в правой стороне более слабые восстановители, они вытесняются при реакциях с солевыми растворами металлами, расположенными левее. Пример реакции — Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, которая протекает только в одном направлении. Цинк вытесняет медь, реагируя с водным раствором любой соли меди. Цинковая пластинка, при этом, растворяется, а медная восстанавливается.

Такую последовательность элементов еще называют ряд напряженности металлов, или ряд Бекетова. На всех вариантах записи ряда можно заметить, что последовательность металлов разделена знаком водорода (гидрогена), который металлом никак не является. Это своеобразный маркер, показывающий, что стоящие левее металлы вытесняют водород из водных растворов кислот, не обладающих окислительными свойствами. Некоторые металлы, например, литий, кальций, барий и остальные, стоящи до алюминия, вытесняют водород и при реакции с водой.

2Al +3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Стоящие правее знака водорода металлы с кислотами-неокислителями не взаимодействуют при нормальных условиях.

Шкала активности металлов широко используется для практических целей, например, в гальванике. Если электроды сделаны из разных металлов, то разрушаться будет тот, который стоит левее. Чем больше промежуток между металлами в ряду, тем активнее проходит процесс коррозии.

Например, метод оцинковки позволяет защитить железо именно потому, что цинк находится левее железа в ряду активности. Пока он не разрушится, то ржавчина на железе не появится. При электролизе, расположенные за водородом металлы осаживаются на катоде, а самые активные, занимающее места до алюминия, выделить из солевых растворов в не получится при нормальных температуре и давлении.

Малоактивные металлы, так называемые переходные элементы с электроотрицательностью в пределах 1,5 – 2. Это:

Ртуть;
Олово;
Серебро;
Никель;
Рений;
Медь;
Марганец и еще несколько элементов.

К металлам средней активности относятся элементы с числом электроотрицательности от 1 до 1,5. В эту группу входят такие известные элементы, как магний, плутоний, неодим, кальций. Остальные элементы обладают высокой химической активностью. Лидирует в этом списке Франций, который практически не встречается в чистом виде. Из более известных можно назвать калий и натрий, которые приходится хранить в керосине, чтобы они не взаимодействовали с водой и воздухом. Если извлечь их из керосина, то металлы практически мгновенно сгорают.

Реакции кальция и натрия с водой при комнатной температуре выглядят так:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Сa + 2H₂O = Сa(OH)₂ + H₂↑Стоящие в ряду электронапряжения металлов правее элементы тоже взаимодействуют с водой, но реакция протекает при более высокой температуре с образованием оксида и водорода.

3Fe + 4H₂O = Fe3O₄ + 4H₂↑

Если вступает в реакцию металл и неметалл, то электрический ряд напряжений металлов тоже дает возможность заранее узнать, в каком направлении будет протекать реакция. Скорость реакции зависит как от восстановительной активности металла, так и от окислительных свойств неметалла. Стоящие до водорода металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, некоторые — достаточно бурно, например, литий и кальций.

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Ca + O₂ = 2CaO.

При таком взаимодействии образуются оксиды. Менее активные металлы, например железо, реагируют с кислородом спокойнее, а некоторые, например, золото и серебро, платина не окисляются вовсе, благодаря чему получили определение благородных.

С хлором реагируют практически все активные металлы с выделением теплоты.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Также выделяется теплота при реакции активных металлов с серой, но начинается она при нагревании. После начала реакции нагрев не нужен — образовавшегося тепла достаточно для поддержания реакции.

2Al + 3S = Al₂S₃

Внимательно изучив ряд металлов, несложно определить тип реакции при контакте с другими элементами в зависимости от места в последовательности. Также легко назвать основные характеристики металла, как химического элемента, и возможность его использования на практике.

P3: Активность металлов

Группа реактивности представляет собой серию металлов в порядке их реактивности от наибольшей к наименьшей. Он используется для определения продуктов однократных реакций замещения, при которых металл A заменяет другой металл B в растворе, если A в ряду выше. Серии активности некоторых наиболее распространенных металлов, перечисленные в порядке убывания реакционной способности.

Металлы	Ион металла	Реакционная способность
К	К ⁺	реагирует с водой
Na	Na ⁺	реагирует с водой
Li	Ли ⁺	реагирует с водой
Ba	Ba ² ⁺	реагирует с водой
Sr	Sr ² ⁺	реагирует с водой
Ca	Ca ² ⁺	реагирует с водой
мг	мг ² ⁺	реагирует с кислотами
Al	Al ³ ⁺	реагирует с кислотами
млн	млн ² ⁺	реагирует с кислотами
Zn	Zn ² ⁺	реагирует с кислотами
Cr	Кр ² ⁺	реагирует с кислотами
Fe	Fe ² ⁺	реагирует с кислотами
КД	Кд ² ⁺	реагирует с кислотами
Co	Co ² ⁺	реагирует с кислотами
Ni	Ni ² ⁺	реагирует с кислотами
Sn	Sn ² ⁺	реагирует с кислотами
Пб	Пб ² ⁺	реагирует с кислотами
H ₂	H ⁺	включены для сравнения
Сб	Сб ² ⁺	крайне инертный
Bi	Би ² ⁺	крайне инертный
Cu	Cu ² ⁺	крайне инертный
Hg	рт. Ст. ² ⁺	крайне инертный
Ag	Ag ⁺	крайне инертный
Au	Au ³ ⁺	крайне инертный
Pt	Пт ⁺	крайне инертный

Когда металл в элементарной форме помещается в раствор другой соли металла, для этого «элементарного металла» может быть более энергетически целесообразно существовать в виде иона, а «ионный металл» — в виде элемента.{2 +} (водн.) + Cu (s) \]

Однако серебро не может вытеснить ионы меди из раствора. Важно различать вытеснение водорода из кислоты и водорода из воды. Натрий очень активен и способен вытеснять водород из воды:

\ [2 Na (тв.) + 2 H_2O (l) \ rightarrow 2 NaOH (водн.) + H_2 (г) \]

Менее активные металлы, такие как железо или цинк, не могут вытеснить водород из воды, но легко реагируют с кислотами:

\ [Zn (s) + H_2SO_4 (вод.) \ Стрелка вправо ZnSO_4 (вод.) + H_2 (g) \]

Металлы, которые могут вытеснять ионы H ⁺ из кислот, легко распознать по их положению над H в ряду активности.Границу между металлами, которые вступают в реакцию с водой, и теми, которые не реагируют, труднее обнаружить. Например, кальций довольно реактивен с водой, тогда как магний не реагирует с холодной водой, но вытесняет водород из пара. Для точного прогноза в этой области требуется более сложный расчет, включающий электродные потенциалы.

Происхождение

Реакционная способность металлов обусловлена разной стабильностью их электронных конфигураций как атомов и как ионов.Поскольку все они являются металлами, при реакции они образуют положительные ионы.

Калий имеет единственный электрон на внешней оболочке, который нужно потерять, чтобы получить стабильную электронную конфигурацию «благородный газ»; драгоценные металлы, которые существуют в d-блоке, не могут образовывать структуры, которые намного более стабильны, чем их элементарное состояние, с потерей всего нескольких электронов. Металлы, которые требуют потери только одного электрона для образования стабильных ионов, более реактивны, чем аналогичные металлы, которым требуется потеря более одного электрона.По этой причине металлы группы 1А являются наиболее реактивными.

Металлы с большим общим числом электронов имеют тенденцию быть более реактивными, поскольку их самые внешние электроны (те, которые будут потеряны) существуют дальше от положительного ядра, и поэтому они удерживаются менее прочно.

Деятельность металлов

Деятельность Металлы

Основное различие между металлами — легкость, с которой они подвергаются химическим реакциям.Элементы внизу левый угол периодической таблицы — это металлы, самый активный в смысле самый реактивный . Например, литий, натрий и калий реагируют с водой. Скорость этой реакции увеличивается по мере того, как мы спускаемся по этому столбцу, однако, поскольку эти элементы становятся более активными по мере того, как они становятся более металлический.

Классификация металлов На основании действия

Металлы часто делятся на четыре класса на основе их активность, как показано в таблице ниже.

Обычные металлы, разделенные на классы на Основы их деятельности

Металлы класса I: активные Металлы

Li, Na, K, Rb, Cs (группа IA)

Ca, Sr, Ba (группа IIA)

Металлы класса II: менее активные Металлы

Mg, Al, Zn, Mn

Металлы III класса: структурные Металлы

Cr, Fe, Sn, Pb, Cu

Металлы IV класса: чеканка Металлы

Ag, Au, Pt, Hg

Наиболее активные металлы настолько реактивны, что легко в сочетании с парами O ₂ и H ₂ O в атмосфере и поэтому хранятся в инертной жидкости, такой как как минеральное масло.Эти металлы находятся исключительно в группах IA. и IIA периодической таблицы.

Металлы второго класса несколько менее активны. Они не реагируют с водой при комнатной температуре, но реагируют быстро с кислотами.

Третий класс содержит такие металлы, как хром, железо, олово, и свинец, который реагирует только с сильными кислотами. Он также содержит даже менее активные металлы, такие как медь, которая растворяется только при обработаны кислотами, способными окислять металл.

Металлы четвертого класса настолько инертны, что практически инертен при комнатной температуре. Эти металлы идеально подходят для изготовление украшений или монет, потому что они не реагируют на огромные большинство веществ, с которыми они ежедневно попадают контакт. В результате их часто называют «чеканкой». металлы »

Прогнозирование продукта реакции металлов основной группы

Продукт многих реакций между металлами основной группы и другие элементы могут быть предсказаны из электронных конфигураций элементов.

Пример: Рассмотрим реакцию между натрием и хлором с образованием образуют хлорид натрия. Для удаления электрона требуется больше энергии от атома натрия с образованием иона Na ⁺, чем мы получаем обратно когда этот электрон присоединяется к атому хлора с образованием Cl ^— ион. Однако, как только эти ионы образуются, сила притяжения между этими ионами высвобождает достаточно энергии, чтобы сделать следующие реакция экзотермическая.

Na ( с ) + ¹/₂ Cl ₂ ( г ) NaCl ( с )

H ^o = -411.3 кДж / моль

Чистый эффект этой реакции — перенос одного электрона от нейтрального атома натрия к нейтральному атому хлора с образованием Na ⁺ и ионы Cl ^—, которые имеют конфигурацию с заполненной оболочкой.

Калий и водород имеют следующие электроны конфигурации.

Когда эти элементы реагируют, электрон должен быть перенесен от одного элемента к другому.Мы можем решить, какой элемент должен потерять электрон, сравнив первую энергию ионизации для калия (418,8 кДж / моль) и водорода (1312,0 кДж / моль).

Калий гораздо чаще теряет электрон в этой реакции, что означает, что водород получает электрон с образованием ионов K ⁺ и H ^—.

Металлы серии

: прогнозирование реакционной способности

Ряд активности металлов — это эмпирический инструмент, используемый для прогнозирования продуктов в реакциях замещения и реакционной способности металлов с водой и кислотами в реакциях замещения и экстракции руды.Его можно использовать для прогнозирования продуктов в аналогичных реакциях с участием другого металла.

Изучение диаграммы серии действий

Ряд активности представляет собой диаграмму металлов, перечисленных в порядке убывания относительной реакционной способности. Верхние металлы более активны, чем нижние. Например, и магний, и цинк могут реагировать с ионами водорода, вытесняя H ₂ из раствора по реакциям:

Mg (т) + 2 H ⁺ (водн.) → H ₂ (г) + Mg ²⁺ (водн.)

Zn (т) + 2 H ⁺ (водн.) → H ₂ (г) + Zn ²⁺ (водн.)

Оба металла реагируют с ионами водорода, но металлический магний также может вытеснять ионы цинка в растворе по реакции:

Mg + Zn ²⁺ → Zn (s) + Mg ²⁺

Это показывает, что магний более активен, чем цинк, и оба металла более активны, чем водород.Эта третья реакция смещения может быть использована для любого металла, который находится на столе ниже, чем он сам. Чем дальше друг от друга появляются два металла, тем интенсивнее реакция. Добавление металла, такого как медь, к ионам цинка не приведет к вытеснению цинка, поскольку на столе медь оказывается ниже цинка.

Первые пять элементов — это металлы с высокой реакционной способностью, которые вступают в реакцию с холодной водой, горячей водой и паром с образованием газообразного водорода и гидроксидов.

Следующие четыре металла (от магния до хрома) являются активными металлами, которые вступают в реакцию с горячей водой или паром с образованием своих оксидов и газообразного водорода.Все оксиды этих двух групп металлов будут сопротивляться восстановлению газом H ₂.

Шесть металлов от железа до свинца заменят водород из соляной, серной и азотной кислот. Их оксиды можно восстановить путем нагревания газообразным водородом, углеродом и оксидом углерода.

Все металлы, от лития до меди, легко соединяются с кислородом с образованием своих оксидов. Последние пять металлов являются свободными в природе с небольшим количеством оксидов. Их оксиды образуются альтернативными путями и легко разлагаются при нагревании.

Приведенная ниже диаграмма отлично подходит для реакций, которые происходят при комнатной температуре или около нее, а также в водных растворах.

Металлы серии Activity

Металл	Условное обозначение	Реакционная способность
Литий	Ли	заменяет H ₂ газ из воды, пара и кислот и образует гидроксиды
Калий	К
Стронций	Sr
Кальций	Ca
Натрий	Na
Магний	мг	заменяет H ₂ газ из пара и кислот и образует гидроксиды
Алюминий	Al
цинк	Zn
Хром	Кр
Утюг	Fe	заменяет H ₂ газ только из кислот и образует гидроксиды
Кадмий	Кд
Кобальт	Co
Никель	Ni
Олово	Sn
Свинец	Пб
Водородный газ	H ₂	включены для сравнения
Сурьма	Сб	комбинируется с O ₂ с образованием оксидов и не может вытеснять H ₂
Мышьяк	Как
висмут	Bi
Медь	Cu
Меркурий	рт. Ст.	в природе свободны, оксиды разлагаются при нагревании
Серебро	Ag
Палладий	Pd
Платина	Pt
Золото	Au

Источники

Гринвуд, Норман Н.; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Pergamon Press. С. 82–87. ISBN 0-08-022057-6.

Металлические столы с регулируемыми по высоте ножками: Мебель: Столы Каталожный номер Mfr. № Глубина (метрическая система) Ширина (метрическая система) Стиль верха Цена Количество и наличие Каталожный номер Mfr.№ Глубина (метрическая система) Ширина (метрическая система) Стиль верха Цена Количество и наличие S42493 Просмотр документов Посмотреть сертификаты на продукцию Diversified Woodcrafts ™
Х8141 76.2см 152,4 см Пластиковый ламинат

Каждый по 510 долларов.40