III. Взаимодействие с водой

II. Реакции с кислотами

I. Реакции с неметаллами

Общие химические свойства металлов

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

1) Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду ––Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe® уменьшается.

2) Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

3) Электропроводность.

Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду ––Ag,Cu,Al,Fe® уменьшается.

При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

4) Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см³); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см³).

Металлы, имеющие r < 5 г/см³ считаются "легкими металлами".

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C).

Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Сильные восстановители: Me⁰ – nē ® Meⁿ⁺

1) С кислородом:

2Mg⁰ + O_2® 2Mg⁺² O

2) С серой:

Hg⁰ + S ® Hg⁺² S

3) С галогенами:

Ni + Cl₂ –^t°® Ni⁺²Cl₂

4) С азотом:

3Ca⁰ + N₂ –^t°® Ca₃⁺²N₂

5) С фосфором:

3Ca⁰ + 2P –^t°® Ca₃P₂

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li⁰ + H₂ ® 2Li⁺¹H

Ca⁰ + H₂ ® Ca⁺²H₂

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg⁰ + 2HCl ® Mg⁺²Cl₂ + H₂⁰­

(Mg⁰ + 2H⁺ ® Mg²⁺+ H₂⁰­)

2Al⁰+ 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂⁰­

(2Al⁰ + 6H⁺ ® 2Al³⁺ + 3H₂⁰­)

6Na⁰ + 2H₃PO₄ ® 2Na₃⁺¹PO₄ + 3H₂­

(6Na⁰ + 6H⁺ ® 6Na⁺ + 3H₂⁰­)

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na⁰ + 2H₂O ® 2Na⁺¹OH + H₂⁰­

(2Na⁰ + 2H₂O ® 2Na¹⁺ + 2OH^1- + H₂⁰­)

Ca⁰ + 2H₂O ® Ca⁺²(OH)₂ + H₂⁰­

(Ca⁰ + 2H₂O ® Ca²⁺ + 2OH^1- + H₂⁰­)

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn⁰ + H₂O –^t°® Zn⁺²O + H⁰₂­

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu⁰ + Hg⁺²Cl₂ ® Hg⁰ + Cu⁺²Cl₂

(Cu⁰ + Hg²⁺ ® Cu²⁺ + Hg⁰)

Fe⁰ + Cu⁺²SO₄ ® Cu⁰ + Fe⁺²SO₄

(Fe⁰ + Cu²⁺ ® Cu⁰ + Fe²⁺)

Дата добавления: 2014-01-14