С какими веществами реагируют металлы: Общие химические свойства металлов — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Какие металлы реагируют с водой?

Прежде всего следует запомнить, что металлы делят в целом на три группы:

1) Активные металлы: к таким металлам относятся все щелочные металлы, щелочноземельные металлы, а также магний и алюминий.

2) Металлы средней активности: к таковым относят металлы, расположенные между алюминием и водородом в ряду активности.

3) Малоактивные металлы: металлы, расположенные в ряду активности правее водорода.

В первую очередь нужно запомнить, что малоактивные металлы (т.е. те, что расположены после водорода) с водой не реагируют ни при каких условиях.

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой при любых условиях (даже при обычной температуре и на холоде), при этом реакция сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида металла. Например:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Магний из-за того, что покрыт защитной оксидной пленкой, реагирует с водой только при кипячении. При нагревании в воде оксидная пленка, состоящая из MgO, разрушается и находящийся под ней магний начинает реагировать с водой. При этом реакция также сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида металла, который, однако, в случае магния нерастворим:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2↓ + H2

Алюминий так же, как и магний, покрыт защитной оксидной пленкой, однако в этом случае кипячением ее разрушить нельзя. Для ее снятия требуются либо механическая чистка (каким-либо абразивом), либо ее химическое разрушение щелочью, растворами солей ртути или солей аммония:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Металлы средней активности реагируют с водой лишь тогда, когда она находится в состоянии перегретого водяного пара. Сам металл при этом должен быть нагрет до температуры красного каления (около 600-800 оС). В отличие от активных металлов, металлы средней активности при реакции с водой вместо гидроксидов образуют оксиды металлов. Продуктом восстановления и в этом случае является водород:

Zn + H2O = ZnO + H2

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 или

Fe + H2O = FeO + H2 (в зависимости от степени нагрева)

Химические свойства металлов | Химическая энциклопедия

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

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 + O2 = 2Li2O;
2Na + O2 = Na2O2

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

2Mg + O2 =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:

Ca + I2 = CaI2;
2Fe + 3Br2 = 2FeBr3;
2Au + 3Cl2 =t 2AuCl3.

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 + 2H2O = 2LiOH + H2↑;
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑.

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 + 2H2O =100 °C Mg(OH)2 + H2↑.

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 + 4H2O =t Fe3O4 + 4H2↑.

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO3) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с большой скоростью):

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2↑;
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑.

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 (PbSO4 и PbCl2).



Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосовать

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы

1. Положение в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7. 1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие со слабыми кислотами
7.2.6. Взаимодействие с солями

Оксиды щелочных металлов
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотами

Пероксиды щелочных металлов
 1. Химические свойства
1.1. Взаимодействие с водой
1.2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
1.3. Взаимодействие с кислотами
1.4. Разложение
1.5. Взаимодействие с восстановителями
1.6. Взаимодействие с окислителями

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие щелочей с кислотами
2.2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие щелочей с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие щелочей с кислыми солями
2.5. Взаимодействие щелочей с неметаллами
2.6. Взаимодействие щелочей с металлами
2.7. Взаимодействие щелочей с солями
2.8. Разложение щелочей
2.9. Диссоциация щелочей
2.10. Электролиз щелочей

Соли щелочных металлов 

Щелочные металлы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства 

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns1, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрица-тельность.

Физические свойства 

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

 

Нахождение в природе

 

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галитNaCl — хлорид натрия

 

 

Сильвин KCl — хлорид калия

 

 

Сильвинит NaCl · KCl

 

Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия

 

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K2CO3 – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения 

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl2

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить  нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Цвет пламени:
Liкарминно-красный
Na — жѐлтый
Kфиолетовый
Rbбуро-красный
Csфиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K  +  I2  =  2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na  +  S  =  Na2S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K    +    P    =   K3P

2Na  +  H2  =  2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Li   +  N2  =  2Li3N

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

2Na   +   2C    =    Na2C2

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

4Li   +   O2   =   2Li2O

2Na  +  O2  =  Na2O2

K   +   O2   =   KO2

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой. Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K0 + H2+O = 2K+OH + H20

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например, натрий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Na  +  2HCl  =  2NaCl  +  H2

2. 3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например, при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

8Na  +  5H2SO4(конц.)  → 4Na2SO4  +  H2S  +  4H2O

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

8Na + 10HNO3 (конц) → N2O + 8NaNO3 + 5H2O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na + 12HNO3 (разб)→ N2 +10NaNO3 + 6H2O

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Na  +  10HNO3  =  8NaNO3  +  NH4NO3  +  3H2O

2. 5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства. Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртамифенолом и органическими кислотами.

Например, при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

 Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na  →  Na ─ C≡C ─ Na + H2

 Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

2C6H5OH  +  2Na  →  2C6H5ONa   +  H2

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

2СН3ОН   +  2Na   →   2 CH3ONa   +  H2

 Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH3COOH    +   2Li     →  2CH3COOLi    +   H2

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например, хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2CH3Cl + 2Na   →  C2H6 + 2NaCl

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями. Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

 

Оксиды щелочных металлов

Способы получения

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1.  Оксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO3 →  6Na2O  +  N2

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na2O2 →  2Na2O

 3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na2O  +  Н2

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li2O  +  Н2O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

3Na2O  +  P2O5  → 2Na3PO4

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например, оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K2O  +  2HCl →  2KCl  +  H2O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например, оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li2O  +  H2O →  2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

2Na2O + O2 = 2Na2O2

 

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой. При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

Na2O2   +  2H2O (хол.)  =  2NaOH  +   H2O2

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2Na2O+  2H2O (гор.)  =  4NaOH  +   O2

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.

Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

2Na2O2  +  2CO2  =  2Na2CO3  + O2

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

Na2O2   +  2HCl   =   2NaCl  +   H2O2

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

2Na2O2    +  2H2SO4 (разб.гор.)  =  2Na2SO4  +  2H2O  +  O2

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

2Na2O2  =  2Na2O   +  O2

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например, пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Na2O2  +  CO  =  Na2CO3

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

Na2O2  +  SO2  =  Na2SO4

 2Na2O2   +  S   =  Na2SO3  +  Na2O

Na2O2    +   2H2SO4   +  2NaI   =  I2  +  2Na2SO4  +   2H2O

Na2O2   +  2H2SO4   +  2FeSO4 =  Fe2(SO4)3  +  Na2SO4  +   2H2O

3Na2O2  +  2Na3[Cr(OH)6]   =  2Na2CrO4  +  8NaOH  +  2H2O

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например, при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

5Na2O2   +  8H2SO4   +  2KMnO4   =  5O2  +  2MnSO4  +  8H2O  +  5Na2SO4  +   K2SO4

 

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Способы получения

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например, натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Na2O + H2O → 2NaOH

2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например, карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Химические свойства

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O

KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид натрия  с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

2NaOH(избыток)  + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2(избыток)  → NaHCO3

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

2NO2  +  2NaOH  =  NaNO3 + NaNO+  H2O

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

2KOH  +  2NO2  +  O2  =  2KNO3  +  H2O

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например, гидроксид натрия  с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

2NaOH + Al2O3  → 2NaAlO2 + H2O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Еще пример: гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например: гидроксид калия  реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

KOH + KHCO3 →  K2CO3  +  H2O

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O

Другие галогенысера и фосфордиспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P4 +  3H2O =  3KH2PO2  +  PH3

2KOH(холодный)  +  Cl2  = KClO  +  KCl  +  H2O

6KOH(горячий)  +  3Cl2  =  KClO3  +  5KCl  +  3H2O

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na2S   +  Na2SO3  +  3H2O

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al  + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями.

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например, хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li2O + H2O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na+ + OH

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

Соли щелочных металлов 

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключениенитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV)  и кислород.

Например, нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

2NaNO3  → 2NaNO2  +  O2 

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например, нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

NaNO3  +  4Zn  +  7NaOH  +  6H2O  =  4Na2[Zn(OH)4]  +  NH3

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например, перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

5NaNO2  +  2KMnO4  +  3H2SO4  =  5NaNO3  +  2MnSO4  +  K2SO4  +  3H2O 

Химические свойства металлов

Строение атомов металлов определяет не только характерные физические свойства простых веществ – металлов, но и общие их химические свойства.

При большом многообразии все химические реакции металлов относятся к окислительно-восстановительным и могут быть только двух типов: соединения и замещения. Металлы способны при химических реакциях отдавать электроны, то есть быть восстановителями, проявлять в образовавшихся соединениях только положительную степень окисления.

В общем виде это можно выразить схемой:
Ме0 – ne → Me+n,
где Ме – металл – простое вещество, а Ме0+n – металл химический элемент в соединении.

Металлы способны отдавать свои валентные электроны атомам неметаллов, ионам водорода, ионам других металлов, а поэтому будут реагировать с неметаллами – простыми веществами, водой, кислотами, солями. Однако восстановительная способность металлов различна. Состав продуктов реакции металлов с различными веществами зависит и от окислительной способности веществ и условий, при которых протекает реакция.

При высоких температурах большинство металлов сгорает в кислороде:

2Mg + O2 = 2MgO

Не окисляются в этих условиях только золото, серебро, платина и некоторые другие металлы.

С галогенами многие металлы реагируют без нагревания. Например, порошок алюминия при смешивании с бромом загорается:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

При взаимодействии металлов с водой в некоторых случаях образуются гидроксиды. Очень активно при обычных условиях взаимодействуют с водой щелочные металлы, а также кальций, стронций, барий. Схема этой реакции в общем виде выглядит так:

Ме + HOH → Me(OH)n + H2

Другие металлы реагируют с водой при нагревании: магний при её кипении, железо в парах воды при красном кипении. В этих случаях получаются оксиды металлов.

Если металл реагирует с кислотой, то он входит в состав образующейся соли. Когда металл взаимодействует с растворами кислоты, он может окисляться ионами водорода, имеющимися в этом растворе. Сокращённое ионное уравнение в общем виде можно записать так:

Me + nH+ → Men+ + H2

Более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода, обладают анионы таких кислородосодержащих кислот, как например, концентрированная серная и азотная. Поэтому с этими кислотами реагируют те металлы, которые не способны окисляться ионами водорода, например, медь и серебро.

При взаимодействии металлов с солями происходит реакция замещения:  электроны от атомов замещающего – более активного металла переходят к ионам замещаемого – менее активного металла. То сеть происходит замещение металла металлом в солях. Данные реакции не обратимы: если металл А вытесняет металл В из раствора солей, то металл В не будет вытеснять металл А из раствора солей.

В порядке убывания химической активности, проявляемой в реакциях вытеснения металлов друг друга из водных растворов их солей, металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений (активности) металлов:

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

Металлы, расположенные в этом ряду левее, более активны и способны вытеснять следующие за ними металлы из растворов солей.

В электрохимический ряд напряжений металлов включён водород, как единственный неметалл, разделяющий с металлами общее свойство — образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород замещает некоторые металлы в их солях и сам может замещаться многими металлами в кислотах, например:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2↑ + Q

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов многих кислот (соляной, серной и др.), а все следующие за ним, например, медь не вытесняют.

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl.

Основаны на процессе окисления анионов Cl

2Cl— 2e = Cl20

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O

16НСl + 2КМпО4 = 5Cl2↑ + 2MnCl2 + 2KCl + 8Н2O

6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O

14HCl + К2Сr2O7 = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7Н2O

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl:

Cl20+ 2e = 2Cl

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Примеры:

Cl2+ 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Примеры:

Cl2 + Сu = CuCl2

3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Примеры:

Cl2 + Н2 =2НС1

Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2

ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)

2Cl2 + Si = SiCl4

3Cl2 + I2 = 2ICl3

Примеры:

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl

Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl, а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO или ClO3.

Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O

3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

HCl — хлорид водорода. При об. Т — бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F2 = Сl2 + 2HF

4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

1. Синтез из простых веществ:

Н2 + Cl2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:

H24(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)

H24(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na24 (при очень сильном нагревании)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н+

HCl → H+ + Cl

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O

6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О

3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O

HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH3 = NH4Cl

Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Clокисляется до свободного галогена:

2Cl— 2e = Cl20

Уравнения реакция см. «Получение хлора». Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH2 + HCl → [RNH3]+Cl

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

гипохлориты

хлориты

хлораты

перхлораты

NaClOKClOCa(ClO)2

Ca(ClO2)2

KClO3 бертолетова сольMg(ClO3)2

KClO4NaClO4NH4ClO4

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Примеры:

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь — смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H2O

Урок №23. Химические свойства кислорода. Оксиды. Применение. Круговорот кислорода в природе

Химические свойства кислорода

Кислород энергично реагирует со многими веществами: простыми – металлами и неметаллами и сложными.

Химические реакции взаимодействия веществ с кислородом называются реакциями окисления.

Химическая реакция, при которой происходит окисление веществ с выделением тепла и света называется реакцией горения.

Дополнительно: Горение и медленное окисление

Продуктами реакций взаимодействия веществ с кислородом, в большинстве случаев, являются оксиды.

Оксиды– это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых является кислород.

Общая формула оксидов:

ЭхОу

, где Э – это химический элемент в валентности = Nгруппы(для элементов главных подгрупп «А»),

О – это кислород в валентности (II),

Х и У – это индексы, полученные исходя из валентностей элемента.

С большинством металлов он реагирует уже при комнатной темпе­ратуре, образуя оксиды. Железо сгорает в кислороде при температуре с треском и разбрасыванием искр, при этом образуется железная окалина Fe3O4 – это соединение двух оксидов железа: FeOв валентности (II) и Fe2O3в валентности (III):

3Fe + 2O2 = FeO· Fe2O3(железная окалина Fe3O4)

С неметаллами
(за исключением гелия, неона, аргона) кислород реагирует, как пра­вило,
при нагревании. Так, с фосфором он реагирует при темпе­ратуре ~ 60 °С,
образуя Р2О5, с серой — при температуре около 250 °С:

S + О2 = SO2.

С графитом кислород реагирует при 700 °С

С + О2 = СО2.

Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200 ° С или в электрическом разряде

N2 + О2= 2NО

Посмотрите видео — эксперимент взаимодействия кислорода с магнием , видео — эксперимент фосфора с кислородом, видео — эксперимент взаимодействия серы с кислородом

Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре:

2NО + О2 = 2NО2.

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу

2S + О2 = 2S+ 2Н2О

или оксид серы (IV)

2S + ЗО2 = 2SО2 + 2Н2О

в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.

Алгоритм составления реакций взаимодействия веществ с кислородом

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Характерные химические свойства щелочных металлов » HimEge.ru

•Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.

•Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.

•Практически все соли растворимы в воде.

•Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.

1.      Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2­

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2­

 2.      Реакция щелочных металлов с кислородом:

4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)

2Na + O2 → Na2O2 ( пероксид натрия)

K + O2 → KO(надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

3.      В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na2S (сульфиды)

2Na + H2 → 2NaH (гидриды)

6Li + N2 → 2Li3N (нитриды)

2Li + 2C → Li2C2 (карбиды)

4.      Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2­

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2;

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;

7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:

Li+ – карминово-красный

Na+ – желтый

K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

Получение щелочных металлов

Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl2
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:

2NaCl+CaC2=2Na+CaCl2+2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl2+Ca2SiO4.

Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).

Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие

Электронная конфигурация атома лития 1s22s1 .  У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li+ со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li+ сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации — присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.

Малый размер иона Li+, высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.

Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е, занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na — наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s22s22p63s1.  Единственная степень окисления натрия +1. Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na+ значительно больше, чем Li+, и сольватация его не так велика. Однако в растворе в свободном виде он не существует.

Физиологическое значение ионов К+ и Na+ связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами. Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К+, вследствие чего внутриклеточная концентрация К+ значительно выше, чем ионов Na+ . В то же время в плазме крови концентрация Na+ превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток. Ионы К+ и Na+ ‑  одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния. Повышение же содержания ионов К+ вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb+, Cs+, Li+ еще недостаточно изучено.

Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв. Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте. При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.

Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов. В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К+ он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39К, 40К, 41К. Один из них 40Крадиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа. Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е на 4s-орбитали. Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.

В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus—темно-красный). В 1863 г. Р. Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей. Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации. Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (390C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.

Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается  в измеримых количествах. Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно. Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах. В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.

На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li3N (до 75%) и Li2O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na2O2) и надпероксиды (K2O4 или KO2).

Перечисленные вещества реагируют с водой:

Li3N + 3 H2O = 3 LiOH + NH3 ;

Na2O2 + 2 H2O = 2 NaOH + H2O2 ;

K2O4 + 2 H2O = 2 KOH + H2O2 + O2 .

Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:

Na2O2+CO2=Na2CO3+0,5O2 ;

K2O4 + CO2 = K2CO3+ 1,5 O2 .

В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:

2Li+H2=2LiH.

Гидрид лития используется как сильный восстановитель.

Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:

SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O.

Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 13000С). Некоторые соединения натрия называют содами:

а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na2CO3;
б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na2CO3.10H2O;
в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO3;
г) гидроксид натрия NaOH называют  каустической содой или каустиком.

 

реакций металлов | Хорошая наука

Цель обучения

В этом уроке мы узнаем о химической активности металлов и некоторых различных реакциях с их участием.

Результаты обучения

По окончании этого урока вы сможете:

  • Опишите, как металлы образуют ионы при реакции.
  • Реакции замещения металла.
  • Используйте ряд реактивности, чтобы предсказать, будет ли иметь место конкретная химическая реакция с участием металла.

(Изображение: Tim, Adobe Stock)


Краткое содержание урока

  • Металлы реагируют, теряя электроны, с образованием положительных ионов в составе ионных соединений.
  • В ряду реакционной способности металлов перечислены металлы от наиболее реактивных до наименее реактивных.
  • Это можно использовать, чтобы предсказать, произойдет химическая реакция или нет.
  • Почти все металлы реагируют с кислородом с образованием оксидов металлов.
  • металл + кислород → оксид металла
  • Большинство металлов реагируют с разбавленными кислотами с образованием соли и водорода.
  • металл + кислота → соль + водород
  • Некоторые металлы реагируют с водой с образованием гидроксидов металлов и водорода.
  • металл + вода → гидроксид металла + водород
  • Металлы могут реагировать с ионными солями, если металл более активен, чем металл в растворе.
  • металл-1 + соль металла-2 → металл-2 + соль металла-1
  • Они известны как реакции замещения металла.
  • Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов металлов.
  • металл + галоген → галогенид металла
  • Все реакции с металлами являются окислительно-восстановительными реакциями, поскольку они включают перенос электронов.

Реакционная способность металлов в разбавленной серной кислоте.

(Изображение: Capaccio, Wikimedia Commons)


Щелкните изображение, чтобы просмотреть таблицу для этого урока.

Щелкните изображение, чтобы просмотреть Учебное пособие по химии за 10 год (версия PDF).

Щелкните изображение, чтобы просмотреть Учебное пособие по химии за 10 год (версия для печати).

Щелкните изображение, чтобы просмотреть заметки об уроке химии 10-го класса.

Что происходит с металлами в химических реакциях? | Образование

Химическая реакция на самом базовом уровне означает, что одно или несколько веществ превращаются в новые вещества. Это часто связано с наблюдаемыми явлениями, такими как тепло и свет, изменение цвета или выделение газа. Однако на молекулярном уровне химическая реакция означает изменение количества электронов, вращающихся вокруг внешней оболочки элемента, металлического или неметаллического.

Электронный перенос

Когда металлы вступают в реакцию с другими веществами, их электронная конфигурация обычно изменяется.Металл в химической реакции может связываться с другим веществом или отделяться от него, или он может меняться местами в связи с другим веществом. Когда два элемента связываются, это означает, что они разделяют электроны, которые связывают их друг с другом. Когда два элемента разделяются, это означает, что их электронное разделение было нарушено. Если вещество заменяет другое вещество, общий уровень электронов может не измениться, хотя металл, входящий в связь или выходящий из нее, может приобретать или терять электроны в процессе.

Металлы Реактивность

Металлы подвергаются химическим реакциям так же, как и другие элементы, но их уровень реактивности зависит от того, к какому классу они принадлежат. Они разделены на четыре класса, реакционная способность которых увеличивается по мере того, как вы перемещаетесь влево и вниз по периодической таблице. . Класс I состоит из активных металлов, которые легко вступают в реакцию даже с водой. Класс II, менее активные металлы, плохо реагирует с водой при комнатной температуре, но реагирует с кислотами. Металлы класса III, также называемые структурными металлами, реагируют только с сильными кислотами, в то время как металлы класса IV или чеканки очень инертны, что означает, что они почти не реагируют.

Комбинация и разложение

Реакции можно разделить на несколько типов, в зависимости от результатов реакции. Металлы в комбинированных реакциях реагируют с кислородом и неметаллами с образованием более сложного соединения. Например, металлический магний может соединяться с газообразным кислородом с образованием оксида магния. И наоборот, металлы могут образоваться в результате реакции разложения, когда разлагается более сложное вещество. Оксид ртути при нагревании образует металлическую ртуть вместе с газообразным кислородом.

Другие типы реакций

В реакции однократного замещения металл с более высокой реакционной способностью заменяет металл с меньшей реакционной способностью, выталкивая его из соединения и занимая его место. Например, железо заменяет медь в сульфате меди, производя вместо этого свободную медь и сульфат железа. Металлы могут также напрямую реагировать с водой, например, когда натрий соединяется с водой с образованием гидроксида натрия и газообразного водорода. Когда металлы в двух соединениях меняются местами, это называется реакцией двойного замещения, а когда кислота и основание — последнее, образованное из металла, — становятся водой и солью, это реакция нейтрализации.

Ссылки

Писатель Биография

Сара Мур была писателем, редактором и блоггером с 2006 года. Она имеет степень магистра журналистики.

14.5: Реакции кислот и оснований

Цели обучения

  • Записать реакции кислотно-щелочной нейтрализации.
  • Запишите реакции кислот с металлами.
  • Записать реакции оснований с металлами.

Реакция нейтрализации

Реакция, которая происходит, когда кислота, такая как \ (\ ce {HCl} \), смешивается с основанием, например \ (\ ce {NaOH} \):

\ [\ ce {HCl (водн.) + NaOH (водн.) → NaCl (водн.) + H_2O (l)} \ nonumber \]

При смешивании кислоты и основания образуются вода и соль .{-}} \)] \) — получается нейтральный раствор, в котором pH = 7. Кислота и основание нейтрализовали друг друга, и кислотные и основные свойства больше не присутствуют.

Однако солевые растворы не всегда имеют pH 7. Посредством процесса, известного как гидролиз , ионы, образующиеся при объединении кислоты и основания, могут реагировать с молекулами воды с образованием слабокислого или основного раствора. Как правило, если сильная кислота смешивается со слабым основанием, полученный раствор будет слегка кислым.Если сильное основание смешать со слабой кислотой, раствор будет слегка щелочным.

Видео: Эквимолярный (~ 0,01 M) и эквивалентный растворы \ (\ ce {HCl} \) и \ (\ ce {NaOH} \) объединяются для получения соленой воды. https://youtu.be/TS-I9KrUjB0

Пример \ (\ PageIndex {1} \): пропионовая кислота + гидроксид кальция

Пропионат кальция используется для подавления роста плесени в пищевых продуктах, табаке и некоторых лекарствах. Напишите сбалансированное химическое уравнение реакции водного раствора пропионовой кислоты (CH 3 CH 2 CO 2 H) с водным гидроксидом кальция [Ca (OH) 2 ].

Раствор

Ступени Реакция

Напишите несбалансированное уравнение.

Это реакция двойного вытеснения, когда катионы и анионы меняются местами, образуя воду и соль.

CH 3 CH 2 CO 2 H (водн.) + Ca (OH) 2 (водн.) → (CH 3 CH 2 CO 2 ) 2 Ca (водн.) + H 2 O (л)

Сбалансируйте уравнение.

Поскольку в формуле для Ca (OH) 2 присутствуют два иона OH , нам нужны два моля пропионовой кислоты, CH 3 CH 2 CO 2 H, чтобы получить H + ионы.

2 CH 3 CH 2 CO 2 H (водн.) + Ca (OH) 2 (водн.) → (CH 3 CH 2 CO 2 ) 2 Ca (водн.) + 2 H 2 O (л)

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Напишите сбалансированное химическое уравнение реакции твердого гидроксида бария с разбавленной уксусной кислотой.

Ответ

\ [\ ce {Ba (OH) 2 (s) + 2Ch4CO2H (водн.) → Ba (Ch4CO2) 2 (водн.) + 2h3O (l)} \ nonumber \ nonumber \]

Кислоты и основания вступают в реакцию с металлами

Кислоты реагируют с большинством металлов с образованием соли и газообразного водорода. Как обсуждалось ранее, металлы, которые более активны, чем кислоты, могут подвергаться реакции однократного замещения . Например, металлический цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и газообразного водорода.

\ [\ ce {Zn (s) + 2HCl (водный) → ZnCl2 (водный) + h3 (g)} \ nonumber \]

Основания также реагируют с некоторыми металлами, такими как цинк или алюминий, с образованием газообразного водорода. Например, гидроксид натрия реагирует с цинком и водой с образованием цинката натрия и газообразного водорода.

\ [\ ce {Zn (s) + 2NaOH (водн.) + 2h3O (l) → Na2Zn (OH) 4 (водн.) + H3 (g)}. \ Nonumber \]

Авторы и авторства

Эта страница была создана на основе содержимого следующими участниками и отредактирована (тематически или всесторонне) командой разработчиков LibreTexts в соответствии со стилем, представлением и качеством платформы:

Реакции металлов с кислотами с образованием солей | Эксперимент

Эксперимент сначала проводится в меньшем масштабе с использованием пробирок (урок 1 ниже), без попытки восстановить образовавшиеся соли.Это устанавливает, что образование водорода является характерным свойством реакции металлов и кислот. Затем это можно сделать в большем масштабе (урок 2 ниже), а образовавшиеся соли можно извлечь путем кристаллизации.

Урок 1 представляет собой серию экспериментов с пробирками, в которых каждая рабочая группа устанавливает общий признак того, что водород выделяется, когда металлы реагируют с кислотой — если металл вообще реагирует. Это займет около 40 минут, и большинство классов должны уметь выполнять эту версию.Каждой рабочей группе требуется небольшой набор металлов и кислот для тестирования.

Диапазон протестированных металлов и кислот может быть расширен на демонстрации учителю в заключительной части этого урока.

Урок 2, в котором образовавшаяся соль восстанавливается путем кристаллизации, занимает больше времени, и класс должен быть достаточно надежным в поведении и навыках манипулирования, чтобы справиться с опасностями, связанными с нагреванием кислотных растворов в мензурках на треногах.

Время, необходимое для реакции, зависит от размера частиц используемого металла.Использование небольших гранул помогает сократить время.

Оборудование

Аппарат

Урок 1
  • Защита глаз
  • Пробирки, 100 мм x 16 мм или аналогичные, x8
  • Штатив для пробирок
  • Пробки или пробки для свободного размещения пробирок, 2 шт.
  • Горелка Бунзена
  • Шина
Урок 2
  • Колба коническая, 100 см 3
  • Стакан, 100 см 3
  • Измерительный цилиндр, 100 см 3
  • Стеклянный стержень для перемешивания
  • Шпатель
  • Фильтровальная воронка диаметром примерно 65 мм
  • Фильтровальная бумага
  • Горелка Бунзена
  • Штатив
  • Треугольник Пипекле или керамическая сетка (см. Примечание 1)
  • Термостойкий мат
  • Испарительная ванна, мин. 50 см 3 вместимость
  • Чаша для кристаллизации (см. Примечание 2)

Примечания к аппаратуре

  1. Керамическую сетку можно использовать вместо треугольников для опоры испарителя, но в этом случае испарение займет больше времени.
  2. Стадии испарения и кристаллизации могут быть неполными за время, отведенное на Урок 2. В этом случае чашки для кристаллизации необходимо отложить, чтобы кристаллизация проходила медленно. Однако нельзя допускать полного высыхания посуды, так как это портит качество кристаллов. При периодических проверках должно быть возможно решить, когда слить излишки раствора из каждой чашки, чтобы студенты могли проверить на следующем уроке хорошие кристаллы.

Химическая промышленность

Урок 1
  • Разбавленная соляная кислота, 1 M, 25 см 3
  • Разбавленная серная кислота, 0,5 М (РАЗДРАЖАЮЩИЙ), 25 см 3
  • Мелкие гранулы, крупная опилка или кусочки фольги из этих металлов в небольших емкостях с этикетками: медь, железо, магний, цинк
Урок 2
  • Маленькие гранулы цинка, примерно 5 г в маркированном контейнере
  • Разбавленная серная кислота, 0.5 M (РАЗДРАЖАЮЩИЙ), 50 см 3

Примечания по технике безопасности, охране труда и технике

  • Прочтите наше стандартное руководство по охране труда и технике безопасности.
  • Всегда используйте защитные очки.
  • Выбор металлов может варьироваться в зависимости от того, какие металлы доступны в виде мелких гранул (до 5 мм), крупных опилок или фольги. Важно то, что в каждой группе есть по крайней мере два металла, которые легко реагируют, а один — нет.
  • Медь, Cu (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC026.
  • Железные опилки, Fe (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC055a.
  • Магниевая лента, мг (ов) — см. CLEAPSS Hazcard HC059a. Магниевые стружки ОЧЕНЬ ВОСПЛАМЕНЯЮТСЯ. Следует контролировать распределение кусочков магниевой ленты, чтобы учащиеся не брали несколько кусочков и не экспериментировали с их воспламенением.
  • Гранулы цинка, Zn (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC107. В то время как другие комбинации металла / кислоты реагируют таким же образом, восстановление соли путем кристаллизации (в Уроке 2) может быть не таким успешным, как при использовании цинка и серной кислоты.
  • Разбавленная соляная кислота, HCl (водн.) — см. CLEAPSS Hazcard HC047a и CLEAPSS Recipe Book RB043.
  • Разбавленная серная кислота, H 2 SO 4 (водный), (РАЗДРАЖАЮЩИЙ в используемой концентрации) — см. CLEAPSS Hazcard HC098a и CLEAPSS Recipe Book RB098.

Процедура

Урок 1

  1. Поместите шесть пробирок в штатив для пробирок.
  2. Добавьте разбавленную соляную кислоту на глубину 2–3 см в первые три пробирки и на глубину 2–3 см разбавленной серной кислоты в остальные три пробирки.
  3. Добавьте по маленькому кусочку другого металла в каждую из пробирок с соляной кислотой. Запишите, какой металл вы добавляете в каждую трубку.
  4. Добавьте небольшой кусок того же металла в каждую из пробирок с серной кислотой. Запишите, какой металл вы добавляете в каждую трубку.
  5. Ваш учитель покажет вам, как проверять газ, образующийся в этих реакциях.
  6. Выберите один из металлов, который быстро реагирует с кислотами, и в чистой пробирке добавьте кусок этого металла на глубину 2–3 см от одной из кислот.На этот раз неплотно вставьте пробку в верхнюю часть пробирки, чтобы выделяемый газ медленно выходил. Зажгите деревянную леску, снимите пробку и немедленно поднесите пламя к горлышку трубки. Если ничего не происходит, возможно, вам придется попробовать еще раз.

Урок 2

Показать в полноэкранном режиме

  1. Отмерьте 50 см 3 разбавленной серной кислоты с помощью мерного цилиндра и налейте ее в стакан. Осторожно нагрейте эту кислоту на слабом не дымном пламени Бунзена.Выключите горелку Бунзена до того, как раствор закипит. Осторожно снимите стакан с кислотой со штатива в соответствии с инструкциями учителя и поставьте его на термостойкий коврик. Будьте очень осторожны, чтобы не ударить по штативу, когда стакан находится на нем.
  2. К этой горячей кислоте добавьте примерно половину предоставленных кусочков цинка. Избегайте вдыхания кислых паров, которые могут подняться из стакана в результате сильного пузырения.
  3. Если весь цинк вступил в реакцию, добавьте еще две части и перемешайте стеклянной палочкой.Добавьте еще цинка, пока не перестанут образовываться пузырьки. Кислота израсходована.
  4. Отфильтруйте теплый раствор в коническую колбу, чтобы удалить излишки цинка. Перелейте фильтрат в испарительную ванну.
  5. Поместите испарительную ванну на треугольник или марлю на штатив и осторожно прокипятите раствор на слабом пламени Бунзена. Будьте очень осторожны, чтобы не ударить штатив, поддерживающий чашу. Когда объем уменьшится примерно наполовину, окуните в раствор стеклянную палочку и подержите ее, пока она не остынет.Если на стеклянном стержне образуются маленькие кристаллы, прекратите нагревание, в противном случае продолжайте до достижения этой точки. Не продолжайте нагревание сверх точки, когда кристаллы начинают появляться на верхнем крае раствора.
  6. Вылейте оставшийся горячий раствор в форму для кристаллизации, следуя указаниям учителя. Промаркируйте блюдо и оставьте до следующего урока, чтобы оно кристаллизовалось. Затем кристаллы можно исследовать с помощью ручного объектива или микроскопа.

Учебные заметки

Используйте раздаточный материал для учащихся, доступный вместе с этим ресурсом, и попросите учащихся ответить на каждый вопрос, наблюдая за реакцией.

Безопасность особенно важна для младших школьников. Помните о проблемах, связанных с нагреванием стаканов или испарением посуды на штативах, а также с снятием таких горячих контейнеров со штатива после нагрева. Студенты не должны сидеть на лабораторных стульях при выполнении этих операций.

Использование щипцов подходящего размера — хороший способ подъема горячих контейнеров, но в некоторых школах их может не быть. Если есть какие-либо сомнения в безопасности этого шага, учитель должен сначала поднять каждый стакан на термостойкий коврик, используя толстую ткань или надев подходящие термозащитные перчатки, прежде чем ученики добавят кусочки цинка.То же самое относится к перемещению испарительной ванны перед переливанием ее содержимого в кристаллизатор.

Процедура безопасного тестирования выделяющегося газообразного водорода в реакциях пробирки должна быть продемонстрирована в подходящем месте на уроке 1. Неплотно вставленная пробка позволяет накопить достаточно газа в медленной реакции, чтобы провести успешный тест. Тем не менее многим студентам сложно пройти успешный «всплывающий» тест на водород, поэтому вам, возможно, также придется провести дополнительные демонстрации.

Эта пара экспериментов является важным этапом для младших школьников в понимании того, что такое кислота. Им нужно понимать, как делать обобщения на основе достаточного количества примеров, и видеть пределы этого обобщения в металлах, которые не реагируют. Возможно, на заключительных этапах урока 1 это обсуждение будет продолжено путем дополнительных демонстраций других металлов и кислот. В частности, разбавленная азотная кислота (<0,5 М) действительно производит водород с металлами с умеренной реакционной способностью, такими как магний и цинк, хотя реакции отличаются при более высоких концентрациях и с другими металлами.К концу урока учащиеся должны легко сделать вывод:

Металл + кислота → соль + водород

Этот эксперимент также является хорошей возможностью для студентов научиться составлять подходящие таблицы для записи экспериментальных наблюдений.

В уроке 2 выбор цинка и серной кислоты в качестве примера для получения кристаллов соли обусловлен необходимостью иметь соль, которая легко кристаллизируется. К сожалению, хлориды магния и цинка кристаллизовать непросто, в то время как сульфат магния настолько растворим, что для достаточного испарения требуется больше времени.Соединения железа (II) могут страдать от окисления при испарении раствора, в результате чего получается продукт с видимыми загрязнениями.

Существует вероятность образования опасных паров, если классам разрешено чрезмерное испарение солевых растворов либо из-за испарения любого избытка серной кислоты, либо из-за разложения соли. Также существует опасность выплескивания горячего материала из контейнера. Если кристаллы начинают появляться, например, на верхнем крае раствора, горелку Бунзена следует немедленно выключить и дать раствору остыть.Обратитесь к разделу 13.2.6 лабораторного справочника CLEAPSS для обсуждения.

Если ученики старшего возраста проводят эти эксперименты, их можно попросить написать символьные уравнения:

Mg (тв) + 2HCl (водн.) → MgCl 2 (водн.) + H 2 (г)

и

Mg (тв) + H 2 SO 4 (водн.) → MgSO 4 (водн.) + H 2 (г)

Для реакций этих кислот с железом или цинком студенты просто заменяют Mg на Fe или Zn в этих уравнениях.

Вопросы для студентов

Загрузите эти вопросы в виде рабочего листа внизу этой статьи.

  1. Какие металлы реагируют с соляной кислотой? Как узнать, что происходит реакция? Нарисуйте в блокноте таблицу, чтобы записать все эти наблюдения.
  2. Какие металлы реагируют с серной кислотой? Как узнать, что происходит реакция? Расширьте таблицу наблюдений в записной книжке, включив их.
  3. Запишите, какой металл и какую кислоту вы используете, и что происходит, когда светящаяся шина накладывается на выделяемый газ.Как называется этот газ?
  4. Какие другие металлы и кислоты производят такой же газ? Напишите список тех, кого проверяли другие группы.
  5. Ваш учитель может показать вам другие примеры реакции металлов с кислотами. Добавьте их в свою таблицу. Реагируют ли так же большинство металлов с кислотами? Объясните свой ответ, обратившись к таблице результатов.
  6. Заполните это общее словесное уравнение в своей записной книжке: Металл + кислота → +
  7. Напишите словесное уравнение реакции между цинком и серной кислотой.
  8. Запишите словесные уравнения реакций i) цинка и соляной кислоты ii) магния и серной кислоты

Деятельность металлов

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
Основа 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 класса III: 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 .

Реакция кислоты с металлом | Реакции кислот с металлами

Обзор главы

0.5 недель

Это короткая глава, завершающая серию реакций учащихся на этот термин. Последние реакции, на которые стоит обратить внимание, — это реакции между кислотой и металлом. В конце этой главы приводится краткое описание некоторых профессий в химической промышленности. Хотя это не для целей оценивания, если у вас нет времени на это в классе, мы рекомендуем вам поощрять или побуждать учащихся выполнять это в качестве домашнего задания. Увидеть практическое применение того, чему они учатся в классе, является очень важной частью процесса обучения и открытия того, что возможно с помощью науки и технологий.

7.1 Реакция кислоты с металлом (1,5 часа)

Задачи

Навыки

Рекомендация

Деятельность: Испытания на газообразный водород

Запоминание, уравновешивание химических уравнений

Дополнительно

Исследование: Реакция между магнием и соляной кислотой

Выдвижение гипотез, подготовка, измерение, наблюдение, интерпретация

CAPS рекомендуется

Задание: Написание химического уравнения

Составление и уравновешивание химических уравнений

Дополнительно (рекомендуется)

Деятельность: Другие специальности в химии

Исследование, сравнение, описание

Дополнительно

Реакция кислоты с металлом

  • двухатомный
  • плотность
  • характеристика
  • наличие
  • химик
  • фармацевт

В предыдущей главе мы узнали о реакциях кислот с различными основаниями: оксидами металлов, гидроксидами металлов и карбонатами металлов.Мы научились писать общие уравнения, словесные уравнения и химические уравнения для этих реакций.

В этой главе мы исследуем последний тип реакции, а именно реакцию между кислотой и металлом.

Сначала мы проведем расследование, чтобы наблюдать реакцию, а затем напишем уравнения для ее представления. Однако, прежде чем мы это сделаем, мы должны сделать небольшой крюк, чтобы узнать кое-что интересное о газообразном водороде.

Это упражнение знакомит с тестом на газообразный водород. Это необязательно, но , однако, в ходе следующего расследования на тест будет предъявлен иск, поэтому, если вы не выполняете это задание в классе, учащимся предлагается сделать это в свое время или просто кратко объяснить водородный тест перед приступаем к расследованию.

Что вы знаете о газообразном водороде? Возможно, вы знаете его формулу? Напишите это ниже.


Газообразный водород — это двухатомный газ . Что это значит?


Это означает, что каждая молекула газообразного водорода состоит из двух атомов водорода.

Что вы знаете о положении водорода в периодической таблице Менделеева? Напишите то, что вы знаете, в свободном месте ниже.


Водород можно найти в верхнем левом углу таблицы Менделеева.

Положение водорода в периодической таблице подсказывает нам, что это самый легкий из всех элементов. У него наименьшая атомная масса. Поскольку элемент водород представляет собой газ (даже если он двухатомный), он имеет одну из самых низких плотностей среди всех веществ.Вы можете вспомнить, что означает плотность ? Напишите свое собственное определение ниже.



Плотность — это масса вещества в данном пространстве (объеме).

Когда водород выделяется в результате реакции, он немедленно поднимается вверх, потому что водород менее плотен, чем воздух .Если вы наполните воздушный шар водородом, он всплывет, и вам нужно будет привязать к нему веревку, чтобы он не уплыл!

Этот человек собирается запустить метеозонд, наполненный газообразным водородом. Он будет подниматься вверх для сбора информации о погоде в Антарктиде. http://www.flickr.com/photos/noaaphotolib/5083799912/

Еще одна интересная особенность водорода заключается в том, что он взрывоопасно реагирует с кислородом, если поднести к нему пламя.Возможно, вы помните, что узнали об этом в главе 4 о реакциях неметаллов с кислородом. В результате реакции большого количества водорода и кислорода в воздухе образуется красивый оранжевый огненный шар и очень громкий гул! Вы помните, что видели следующую диаграмму?

Напишите приведенное ниже сбалансированное уравнение реакции газообразного водорода и кислорода.


Реакция между крошечным количеством водорода и кислородом в воздухе дает характерный «хлопающий» звук , и это служит проверкой на присутствие водорода. Вы можете посмотреть короткий видеоклип в поле для посещения на полях, чтобы увидеть это «всплывающее окно».

Когда светящаяся шина помещается в пробирку, содержащую газообразный водород…… он издает «хлопающий» звук.

Испытания на газообразный водород

Название «водород» происходит от греческих слов «гидро, » и « gen », что означает «генератор воды».

Давайте теперь исследуем реакцию между кислотой и металлом. Вы должны внимательно прислушиваться к этому «хлопку» во время расследования.Если вы его услышите, это будет сигналом о присутствии газообразного водорода!

Рекомендуется продемонстрировать эту реакцию учащимся. Есть много способов выполнить эту демонстрацию, и если у вас есть проверенный и надежный метод, вы должны использовать его во что бы то ни стало. Например, простой метод состоит в том, чтобы поместить разбавленную HCl в пробирку, добавить кусочек магния и затем поднести светящуюся ленту к горлышку пробирки так, чтобы она « хлопала » в присутствии газообразного водорода. произведено.Метод, который мы здесь включили, не требует ничего слишком сложного, и у него есть дополнительный забавный аспект выдувания пузырьков водорода и лопания их пламенем свечи.

Целью расследования является:

  • наблюдать реакцию между соляной кислотой и магнием; и
  • идентифицирует газообразный продукт реакции между соляной кислотой и магнием.

Ваш учитель продемонстрирует реакцию между магнием и соляной кислотой, пока вы будете проводить наблюдения.Не забывайте внимательно смотреть и делать подробные записи.

ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ВОПРОС:

На какие вопросы вы надеетесь ответить в ходе этого расследования?



Один из возможных вопросов: какие продукты образуются при реакции магния с соляной кислотой?

ГИПОТЕЗА:

Что, по вашему мнению, произойдет? Ваша гипотеза должна быть предсказанием результатов расследования.Вы должны написать это в виде возможного ответа на следственный вопрос (вопросы).



Некоторые идеи:

  • При реакции магния с соляной кислотой выделяется газ.
  • Когда магний реагирует с соляной кислотой, выделяется газообразный водород.

МАТЕРИАЛЫ:

  • лента магниевая (нарезанная мелкими кусочками)
  • раствор соляной кислоты (HCl) (1 M)
  • большая пробирка
  • стойка для реторты с зажимом
  • Резиновая пробка с продвинутой через нее короткой стеклянной трубкой
  • силиконовая или резиновая трубка (или стеклянная подающая трубка, как показано на схеме ниже)
  • неглубокая посуда, наполненная мыльной водой (приготовленная путем смешивания нескольких чайных ложек жидкости для мытья посуды с водой)

Чтобы приготовить разбавленный раствор соляной кислоты, медленно и осторожно добавьте примерно 100 мл концентрированной соляной кислоты (33% или 11 M) в 900 мл холодной водопроводной воды.На этом этапе рекомендуется надевать защитные очки и перчатки и смывать пролитую кислоту холодной водой из-под крана. Поскольку это всего лишь качественный эксперимент, использовать для раствора дистиллированную воду необязательно. Также не требуется, чтобы вы измеряли объемы с максимальной точностью. Будьте осторожны при обращении с этим раствором; даже если он разбавлен, он все равно может вызвать ожоги.

Количества для этого эксперимента следующие: 1 г магния потребует приблизительно 42 мл 1M соляной кислоты.С таким количеством реагентов будет произведено чуть более 900 мл газообразного водорода.

МЕТОД:

Используйте кусок универсальной индикаторной бумаги, чтобы проверить pH раствора соляной кислоты. Запишите его pH.


pH 1 M раствора HCl будет ниже 1.Поскольку этот раствор по-прежнему очень агрессивен, рекомендуется выбрать одного ответственного ученика для выполнения измерения pH от имени класса.

  1. Настройте эксперимент, как показано на следующей диаграмме. Убедитесь, что конец подающей трубки находится ниже поверхности мыльного раствора в посуде.

Возможное расширение — подержать холодный кусок металла или стекла над местом, где вы лопнули пузыри, чтобы водяной пар, образующийся во время реакции, конденсировался на металле или стекле.

  1. Поместите примерно 1 г кусочков магния в пробирку, но не добавляйте соляную кислоту, пока все остальное не будет готово для сборки.
  2. Добавьте примерно 40 мл соляной кислоты и сразу же закройте пробирку пробкой. Первые несколько пузырьков газа, выходящих из конца подающей трубки, будут воздухом.
  3. Когда мыльные пузыри начнут всплывать, поднесите к ним горящую свечу и внимательно прислушайтесь к звуку, который они издают, когда лопаются.Не подносите свечу к концу трубки подачи.
  4. Когда магний перестанет вступать в реакцию и больше не будут выделяться пузырьки водорода, погасите свечу и отложите ее.
  5. Разберите эксперимент и проверьте pH реакционной смеси. Запишите значение pH.

РЕЗУЛЬТАТЫ И НАБЛЮДЕНИЯ:

Запишите свои результаты в следующую таблицу:

pH 1M соляной кислоты перед реакцией

pH смеси после реакции

Используйте следующие строки, чтобы записать любые наблюдения, которые вы делаете во время расследования.



Ученики должны помнить, что когда свеча лопает пузыри, издается звук «хлопка». Им следует отметить, что при добавлении HCl к кусочкам магния раствор пузырится по мере образования газа.

ВЫВОДЫ:

Какие выводы можно сделать по результатам вашего расследования? Перепишите свою гипотезу, но измените ее, чтобы отразить свои выводы, если они отличаются от того, что вы предсказывали ранее.




ВОПРОСЫ:

Что вы наблюдали в пробирке при смешивании магния и соляной кислоты?


На поверхности кусочков магния образуются пузырьки.

Что вы наблюдали на конце трубки подачи газа после смешивания магния и соляной кислоты?


Пузырьки вышли из конца трубки подачи газа.

Как вы думаете, почему мыльные пузыри всплыли вверх?


Газ в мыльных пузырях менее плотен, чем воздух. ПРИМЕЧАНИЕ: Учащиеся могут сказать «легче воздуха»; вы можете использовать возможность напомнить им, что менее плотные вещества будут плавать на веществах с более высокой плотностью.

Как вы думаете, какой газ образовался в результате реакции? Напишите его название и формулу ниже. С чего вы взяли, что это был газ?



Газообразный водород (H 2 ). Водород менее плотен, чем воздух, поэтому он образует мыльные пузыри и поднимается вверх, что издает характерный звук «хлопка», когда свеча приближается к пузырькам.

Что случилось с pH раствора соляной кислоты во время реакции?


Что означает повышение pH?



Когда pH увеличивается, это означает, что в растворе меньше кислоты.Соляная кислота расходуется на реакцию с магнием.

Удалось ли вам подтвердить или опровергнуть свою гипотезу?


Ответ, зависящий от учащегося.

В нашем исследовании соляная кислота реагировала с магнием (металлом).Наша следующая задача — написать уравнение реакции. Мы начнем с написания общего уравнения и закончим уравнением, которое соответствует реакции, которую мы только что исследовали.

Общее уравнение реакции кислоты с металлом

Общее словесное уравнение реакции между кислотой и металлом:

кислота + металл → соль + водородный газ

Тип образующейся соли будет зависеть от конкретного металла и кислоты, которые используются в реакции.

Уравнения реакции между магнием и соляной кислотой

А теперь давайте напишем уравнения нашей реальной реакции на последнее расследование.

Следующие шаги помогут вам:

Кислота нашей реакции была соляной кислотой.Вы можете написать его химическую формулу?


Какое название и формула использованного нами металла?


Теперь попробуем предсказать продукты реакции. Мы знаем, что газообразный водород будет одним из продуктов.Напишите химическую формулу газообразного водорода.


Напишите, что осталось от кислоты (HCl) после того, как мы удалили H, чтобы получить H 2 . (Помните, что нам нужны две H, чтобы сделать одну H 2 ).


Два Cl и Mg — это именно то, что нужно для производства хлорида магния.Напишите формулу ниже.


  1. А теперь напишем реакцию; сначала реагенты, затем продукты:

    2 HCl + Mg → MgCl 2 + H 2

    Давайте быстро проверим, сбалансирована ли реакция.

    Сколько H слева и справа? Они сбалансированы?


    2 H слева и 2 H справа. H сбалансированы.

    Сколько Cl слева и справа? Они сбалансированы?


    2 Cl слева и 2 Cl справа.Cl сбалансированы.

    Сколько Mg слева и справа? Они сбалансированы?


    1 мг слева и 1 мг справа. Mg сбалансированы.

    Поскольку номера каждого типа атомов одинаковы по обе стороны уравнения, мы можем подтвердить, что оно сбалансировано.

Наконец, давайте воспользуемся химическим уравнением, чтобы написать словесное уравнение реакции:

соляная кислота + магний → хлорид магния + газообразный водород

Коксовые банки из алюминия (металла) реагируют с кислотой и основанием (видео)

Химик или фармацевт?

Этот раздел не предназначен для оценки, и вы можете его пропустить.Тем не менее, мы настоятельно рекомендуем вам дать вашим ученикам возможность открыть для себя применение того, что они изучают в классе, в окружающем их мире, даже если это будет только домашнее задание. Для учащихся очень важно понимать, что то, чему они учатся в классе, выходит далеко за пределы вашего класса. Поощряйте их любопытство!

Когда люди слышат, что кто-то «химик» , они часто путают это с «фармацевтом» .В некоторых странах термины «химик» и «фармацевт» даже используются для обозначения одного и того же человека. В Южной Африке эти два слова имеют разные значения. Но в чем разница между химиком и фармацевтом?

Найдите эти профессии, чтобы определить основные различия между химиком и фармацевтом, и резюмируйте их ниже:

Химики — это люди, которые изучили химию и могут использовать свои специальные знания о химических реакциях для получения новых материалов и соединений.Это могут быть новые лекарства, инновационные строительные материалы, новые виды топлива, не наносящие вреда окружающей среде, и многое другое.

Два химика работают в лаборатории. http://www.flickr.com/photos/rdecom/8050387990/

Фармацевты также изучают химию, но комбинируют ее с другими предметами, такими как фармакология, физиология и биохимия. Фармацевты являются профессионалами в области здравоохранения и имеют специальную подготовку в области медицинских и химических наук.Их основная ответственность — обеспечить безопасное и эффективное использование фармацевтических препаратов. Они используют свои знания о лекарствах и человеческом теле, чтобы выписывать рецепты в лицензированной аптеке. Возможности трудоустройства для фармацевтов также включают клинические услуги, проверку лекарств на предмет безопасности и эффективности и предоставление информации о лекарствах там, где это необходимо.

Аптекарь в своем аптеке. http://www.flickr.com/photos/[email protected]/3828302680/

Это необязательное действие , которое не предназначено для оценки.Предлагается, чтобы, если у вас нет времени делать это в классе, учеников все равно следует поощрять делать это вне класса, поскольку важно, чтобы они видели, как и куда химия может вести их после школы.

ИНСТРУКЦИЯ:

  1. Ниже приведен список различных профессий, в которых так или иначе используется химия. Просмотрите список, а затем выберите пять профессий, которые вам интересны.
  2. Поищите в Интернете информацию о каждой карьере.
  3. Напишите описание своей карьеры в одну строку.
  4. Если есть карьера, которая вас действительно интересует, нарисуйте рядом смайлик и обязательно прочитайте дополнительную информацию по теме и о том, куда вас может привести химия! Узнайте, какой уровень химии вам понадобится для этой конкретной карьеры.
  5. Есть много других профессий, помимо перечисленных здесь, в которых каким-либо образом используется химия, поэтому, если вы знаете что-то еще, что не указано здесь и это вас интересует, следуйте своему любопытству и откройте для себя возможности!

Некоторые профессии, связанные с химией:

  • Агрохимия
  • Биохимия
  • Биотехнологии
  • Химическое образование / преподавание
  • Стоматология
  • Химия окружающей среды
  • Судебная медицина
  • Пищевая наука и технологии
  • Генетик
  • Геохимия
  • Материаловедение
  • Медицина и медицинская химия
  • Горное дело
  • Нефтяная и нефтяная промышленность
  • Органическая химия
  • Океанография
  • Патентный закон
  • Фармацевтические препараты
  • Освоение космоса
  • Зоология

Описание интересующих Вас профессий:






Великие ученые (включая химиков) наблюдательны, любопытны, терпеливы и стремятся узнавать больше о своей области каждый день.

В этой главе мы изучили реакцию соляной кислоты с магнием на примере реакции между кислотой и металлом.

10 причин любить науку! (видео)

Почему металлы попадают в воду

Это классический химический эксперимент: изумленный учитель роняет кусок металла в воду — и КАБУМ! Смесь взрывается яркой вспышкой.Миллионы студентов увидели реакцию. Теперь, благодаря изображениям, сделанным на высокоскоростную камеру, химики наконец-то могут это объяснить.

Эксперимент работает только с элементами, являющимися щелочными металлами. В эту группу входят натрий и калий. Эти элементы отображаются в первом столбце периодической таблицы. В природе эти обычные металлы встречаются только в сочетании с другими элементами. И это потому, что сами по себе они очень реактивны. Таким образом, они легко вступают в реакцию с другими материалами.И эти реакции могут быть бурными.

Учителя и родители, подпишитесь на шпаргалку

Еженедельные обновления, которые помогут вам использовать Новости науки для студентов в учебной среде

Учебники обычно объясняют реакцию металл-вода простыми словами: когда вода ударяется о металл, металл высвобождает электроны. Эти отрицательно заряженные частицы выделяют тепло, покидая металл. Попутно они также расщепляют молекулы воды.Эта реакция высвобождает атомы водорода, особенно взрывоопасного элемента. Когда водород встречает тепло — ка-POW!

Но это еще не все, предупреждает химик Павел Юнгвирт, возглавлявший новое исследование: «Взрыву предшествует важный фрагмент головоломки». Юнгвирт работает в Академии наук Чешской Республики в Праге. Чтобы найти пропавший кусок головоломки, он обратился к видеозаписям этих скоростных событий.

Его команда замедлила видео и просмотрела действие кадр за кадром.

За доли секунды до взрыва на гладкой поверхности металла появляются шипы. Эти шипы запускают цепную реакцию, которая приводит к взрыву. Их открытие помогло Юнгвирту и его команде понять, как такой большой взрыв мог произойти из-за такой простой реакции. Их результаты опубликованы в журнале Nature Chemistry за января.

Первые сомнения

Химик Филип Мейсон работает с Юнгвиртом. Он знал объяснение того, что вызвало взрыв, из старого учебника.Но это его беспокоило. Он не думал, что это рассказало всю историю.

«Я годами занимался этим натриевым взрывом, — сказал он Юнгвирту, — и до сих пор не понимаю, как он работает».

Тепло от электронов должно испарять воду, создавая пар, подумал Мейсон. Этот пар действует как одеяло. Если это так, это должно отгородить электроны, предотвратив водородный взрыв.

Чтобы исследовать реакцию во всех деталях, он и Юнгвирт провели реакцию, используя смесь натрия и калия, которая является жидкой при комнатной температуре.Они бросили небольшой шарик в бассейн с водой и сняли его на видео. Их камера снимала 30 000 изображений в секунду, что позволяло снимать очень замедленное видео. (Для сравнения, iPhone 6 записывает замедленное видео со скоростью всего 240 кадров в секунду.) Когда исследователи изучали свои изображения действия, они увидели шипы металлической формы незадолго до взрыва. Эти шипы помогли разгадать загадку.

Когда вода ударяется о металл, она высвобождает электроны. После того, как электроны убегают, положительно заряженные атомы остаются позади.Вроде обвинения отталкивают. Итак, эти положительные атомы отталкиваются друг от друга, создавая шипы. В результате этого процесса в воде появляются новые электроны. Это от атомов внутри металла. Уход этих электронов из атомов оставляет больше положительно заряженных атомов. И они образуют больше шипов. Реакция продолжается, на спайках образуются шипы. Этот каскад в конечном итоге накапливает достаточно тепла, чтобы зажечь водород (до того, как пар сможет подавить взрыв).

«Это имеет смысл», — сказал Рик Саклебен Science News .Он химик в Momenta Pharmaceuticals в Кембридже, штат Массачусетс, но не работал над новым исследованием.

Захлебен надеется, что новое объяснение дойдет до классов химии. Это показывает, как ученый может подвергнуть сомнению старое предположение и найти более глубокое понимание. «Это может быть настоящий обучающий момент», — говорит он.

Силовые слова

(Чтобы узнать больше о Power Words, нажмите здесь)

атом Основная единица химического элемента. Атомы состоят из плотного ядра, которое содержит положительно заряженные протоны и нейтрально заряженные нейтроны.Ядро вращается вокруг облака отрицательно заряженных электронов.

химия Область науки, изучающая состав, структуру и свойства веществ и то, как они взаимодействуют друг с другом. Химики используют эти знания для изучения незнакомых веществ, для воспроизведения больших количеств полезных веществ или для конструирования и создания новых и полезных веществ. (о соединениях) Этот термин используется для обозначения рецепта соединения, способа его получения или некоторых его свойств.

электрон Отрицательно заряженная частица, обычно вращающаяся вокруг внешних областей атома; также носитель электричества в твердых телах.

элемент (в химии) Каждое из более чем ста веществ, наименьшей единицей каждого из которых является отдельный атом. Примеры включают водород, кислород, углерод, литий и уран.

водород Самый легкий элемент во Вселенной. Как газ, он бесцветен, не имеет запаха и легко воспламеняется.Это неотъемлемая часть многих видов топлива, жиров и химикатов, из которых состоят живые ткани

молекула Электрически нейтральная группа атомов, представляющая минимально возможное количество химического соединения. Молекулы могут состоять из атомов одного или разных типов. Например, кислород в воздухе состоит из двух атомов кислорода (O 2 ), а вода состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода (H 2 O).

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.