Понедекльник. 06.09.21 г. 305, 308, 408, 301
ГРУППА 305 химия
ТЕМА: ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ.
Металлы занимают верхний левый угол в ПСХЭ. В кристаллах атомы металла связаны металлической связью.
Валентные электроны металлов крепко связаны с ядром.У металлов, стоящих в главных подгруппах (А), на внешнем уровне обычно 2 электрона.В группе сверху вниз происходит увеличение восстановительных свойств металлов.
Чтобы оценить реакционную способность металла в растворах кислот и солей, достаточно посмотреть в электрохимический ряд напряжения металлов.Чтобы оценить реакционную способность металла в растворах кислот и солей, достаточно посмотреть в периодическую таблицу Д.И. Менделеева
Вопрос классу? Что обозначает запись? Ме0 – ne —> Me+n
Ответ: Ме0 – является восстановителем, значит вступает во взаимодействие с окислителями. В качестве окислителей могут выступать:
Простые вещества (+О2, Сl2, S…)
Сложные вещества (Н2О, кислоты, растворы солей…)
3.Подготовка к восприятию новой темы.
Вопрос :От каких факторов зависят восстановительные свойства металлов?
Ответ: От положения в периодической таблице Д.И.Менделеева или от положения в электрохимическом ряду напряжения металлов.
понятия: химическая активность и электрохимическая активность.
Сравним активность атомов К и Li по положению в периодической таблице Д.И. Менделеева и активность простых веществ, образованными данными элементами по положению в электрохимическом ряду напряжения металлов.
Возникает противоречие: В соответствии с положением щелочных металлов в ПСХЭ и согласно закономерностям изменения свойств элементов в подгруппе активность калия больше, чем лития. По положению в ряду напряжения наиболее активным является литий.
4.Новая тема .
Отличие химической от электрохимической активности объясняется тем, что электрохимический ряд напряжений отражает способность металла переходить в гидратированный ион, где мерой активности металла является энергия, которая складывается из трех слагаемых (энергии атомизации, энергии ионизации и энергии гидратации).
вывод: Чем меньше радиус иона, тем большее электрическое поле вокруг него создается, тем больше энергии выделяется при гидратации, следовательно более сильные восстановительные свойства у этого металла в реакциях.
Историческая справка: выступление ученика о создании Бекетовым вытеснительного ряда металлов.
Действие электрохимического ряда напряжения металлов ограничивается только реакциями металлов с растворами электролитов (кислот, солей).
Памятка:
Уменьшаются восстановительные свойства металлов при реакциях в водных растворах в стандартных условиях (250°С, 1 атм.);
Металл, стоящий левее, вытесняет металл, стоящий правее из их солей в растворе;
Металлы, стоящие до водорода, вытесняют его из кислот в растворе (искл.: HNO3);
Ме (до Al) + Н2О —> щелочь + Н2
Другие Ме (до Н2) + Н2О —> оксид + Н2 (жесткие условия)
Ме (после Н2) + Н2О —> не реагируют
ТЕМА: ОБЩИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ.
Основные способы получения металлов: пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия.
Пирометаллургия — восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов — алюминия, магния.
Например, медь восстанавливают из куприта Cu2O прокаливанием с углем (коксом):
SnО2+ 2С = Sn + 2СО↑; Cu2O + С = 2Cu+ СО ↑.
Алюминотермия и магниетермия способы получения металлов, основанные на восстановлении металлов из их соединений (оксидов, галогенидов и др.) более активными металлами (Al и Mg). Например:
tо
2Al + 3BaO → 3Ba + Al2O3
TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2
Металлотермические опыты получения металлов впервые осуществил русский ученый Н. Н. Бекетов в XIX в.
Восстановительные свойства металлов проявляются при взаимодействии с неметаллами. Например:
H2O
2Al + 3I2 → 2AlI3 (инициатором реакции является вода)
to
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (реакция горения)
2Na + S → Na2S (реакция идет самопроизвольно при смешивании серы и натрия)
Основными восстановителями для получения металлов являются С, СО, Н2.
Например:
Кроме восстановителей для получения металлов ещё используют электрохимический способ – электролиз.
Электролиз получил широкое распространение в металлургии цветных металлов и в ряде химических производств. Такие металлы, как алюминий, цинк, магний, получают главным образом путём электролиза.
Сущность электролиза заключается в выделении из электролита частиц вещества при протекании через электролитическую ванну постоянного тока и осаждении их на погруженных в ванну электродах. Цель процесса - получение возможно более чистых незагрязнённых примесями металлов.
Рис. 6. Процессы, протекающие при электролизе.
Схема электролизной ванны: 1 - ванна, 2 - электролит, 3 - анод, 4 - катод, 5 - источник питания
ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ
Задания необходимо решать с использование ряда напряжения металлов:
Задание 1: Составьте уравнение реакций взаимодействия металлов с кислотами, расставьте коэффициенты и найдите их сумму.
Al + Н2SО4 →
Fe + Н2SО4 →
Алюминий и железо стоят левее водорода в ряду напряжения металлов, поэтому могут вытеснить водород из разбавленных кислот. При прохождении реакции наблюдаем выделение водорода в виде мелких пузырьков.
Коэффициенты расставляем, уравнивая количество атомов одного элемента до и после стрелки.
Сумма коэффициентов в уравнении с алюминием : 9 (2+3+1+3).
В уравнении с железом: 4 (1+1+1+1).
ГРУППА 308 химия
ТЕМА 1 : МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ.
ТЕМА 2: ЭТИЛЕНГЛИКОЛЬ, ГЛИЦЕРИН. СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ.
Органические углеводороды, в молекулярной структуре которых находится две и более группы -ОН, называются многоатомными спиртами. По-другому соединения называются полиспиртами или полиолами.
В зависимости от строения выделяют двухатомные, трёхатомные, четырёхатомные и т.д. спирты. Они отличаются на одну гидроксильную группу -ОН. Общую формулу многоатомных спиртов можно записать как CnH2n+2(OH)n. Однако количество атомов углерода не всегда соответствует количеству гидроксильных групп. Такое несоответствие объясняется разной структурой углеродного скелета. Например, пентаэритрит содержит пять атомов углерода и четыре группы -ОН (один углерод посередине), а сорбит – по шесть атомов углерода и групп -ОН
Наиболее широко известны два многоатомных спирта - этиленгликоль и глицерин. Рассмотрим свойства этих спиртов.
Этиленгликоль
Этиленгликоль(тривиальное название) или этандиол (систематическое название). Химическая формула
Двухатомный спирт, простейший представитель многоатомных спиртов. В очищенном виде представляет собой прозрачную бесцветную жидкость слегка маслянистой консистенции. Не имеет запаха и обладает сладковатым вкусом. Этиленгликоль токсичен. По степени воздействия на организм относится к веществам 3-го класса опасности. Попадание этиленгликоля или его растворов в организм человека может привести к необратимым изменениям в организме и к летальному исходу. Этиленгликоль — горючее вещество. Температура вспышки паров 120 градусов C.
Этиленгликоль находит широкое применение в технике в качестве охлаждающего реагента систем охлаждения двигателей и компьютеров, антифризов и тормозных жидкостей. Используется в органическом синтезе.
Получение этиленгликоля
В промышленности этиленгликоль получают путём:
- (I) гидратацией 1,2-дихлорэтана;
- (II) гидратацией хлоргидринов;
- (III) гидратации окиси этилена при повышенном давлении и температуре в присутствии 0,1—0,5 % серной или ортофосфорной кислоты, достигая 90 % выхода;
- (IV) окислением этилена перманганатом калия
Химические свойства этиленгликоля
Этиленгликоль обладает всеми свойствами гликолей.
1. Взаимодействие с щелочными металлами: образует соли гликоляты
В отличие от одноатомных спиртов, многоатомные взаимодействуют также и с основаниями. Качественным реактивом на многоатомные спирты является щелочной раствор гидроксида меди(II), при взаимодействии с которым многоатомные спирты образуют комплексное соединение с медью ярко-синего цвета.
2. Взаимодействие с органическими кислотами: образует -одно- и двухзамещенные сложные эфиры (аналогично глицерину)
3. Взаимодействие с галогеноводородами HHal: образует этиленгалогенгидрины
4. Дегидратация при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты: образуется ацетальдегид
5. Окисление в зависимости от условий и окислителя: могут образовываться
- гликолевый альдегид
, - гликолевая кислота
, - глиоксаль
, - глиоксалевая
и щавелевая кислоты;
Окисление молекулярным кислородом приводит к образованию формальдегида HCOH и муравьиной кислоты HCOOH.
Глицерин
Глицерин (тривиальное название) или пропантриол-1,2,3 (название по систематической номенклатуре).
Трехатомный спирт, входящий в состав сложных эфиров природного происхождения - жидких и твердых жиров.
Бесцветная вязкая жидкость, за счет наличия водородных связей смешивается с водой в любых отношениях. Безводный глицерин очень гигроскопичен, при попадании на кожу вызывает ожоги, но в разбавленном состоянии используется при изготовлении косметических средств (кремов, гелей), и даже в пищевой промышленности для приготовления ликеров.
Получение глицерина
Глицерин получают гидролизом жиров, а также из пропилена (через получение 2,3-гидроксипропановой кислоты с последующим ее восстановлением):
Химические свойства глицерина
Кислотные свойства, то есть способность отщеплять протон
1. С активными металлами
2. С щелочами и основаниями
3. C гидроксидом меди (II) глицерин дает прозрачный ярко-синий раствор за счет образования хелатного комплексного соединения.
Эта реакция является качественной реакцией на многоатомные спирты, поскольку для образования хелатного комплекса нужно как минимум две гидроксильные группы. Аналогичный комплекс образует и глюкоза, которая содержит в своем составе шесть гидроксильных групп.
4. С неорганическими сильными кислотами проявляет основные свойства. Так, при взаимодействии со смесью концентрированных серной и азотной кислот образуется тринитроглицерин
Тринитрат глицерина токсическое, взрывоопасное вещество. В малых концентрациях используется как лекарственное средство для расширения сосудов.
А при взаимодействии с соляной кислотой происходит замещение гидроксильных групп на атомы хлора с образованием трихлоргидрина
5. C органическими кислотами образует сложные эфиры
Могут получаться моно-, ди- и триглицериды, причем радикалы кислот могут быть разными.
5. В результате внутримолекулряной дегидратации (
6. Под действием иодной кислоты или тетраацетата свинца разрываются углерод-углеродные связи и образуются соответствующие карбонильные и карбоксильные соединения
Глицерин и его производные используются в пищевой, фармакологической, коосметической промышленности, также используются как антифризы и взрывчатые вещества.
ГРУППА 408 химия
ТЕМА: ВВОДНЫЙ ИНСТРУКТАЖ ПО ТЕХНИКЕ БЕЗОПАСНОСТИ . ПРЕДМЕТ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.
Урок на тему: Вводный инструктаж по Т/Б.Предмет органической химии. Формирование органической химии как науки.
Цели урока:
1.Сформировать представление о составе и строении органических соединений, их отличительных признаках.
2. Выявить причины многообразия органических веществ.
3. Продолжить формирование умения составлять структурные формулы на примере органических веществ.
4. Сформировать представление об изомерии и изомерах.
Ход урока.
Что же такое “органическая химия” и как произошел термин “органические вещества”?
Органическая химия – наука об органических соединениях и их превращениях. Первоначально органическим считались вещества, найденные в живых организмах и животных. Такие, встречающиеся в живой природе вещества, обязательно содержат углерод. Долгое время считалось, что для получения сложных соединений углерода используется некая “движущая сила”, действующая только в живой материи. В лабораториях удавалось синтезировать лишь самые простые углеродосодержащие соединения, такие, как диоксид углерода CO2, карбид кальция CaC2, цианид калия KCN. Началом синтеза органических веществ по праву считается синтез мочевины из неорганической соли – цианата аммония NH4CNO, произведенный Вёлером в 1828 году. Это и повлекло за собой необходимость определения органических веществ. Сегодня к ним относятся более миллиона углеродосодержащих соединений. Некоторые из них выделены из растительных и животных источников, однако гораздо большее их число синтезировано в лабораториях химиками-органиками.
На каком основании органические вещества выделяют в отдельную группу? Каковы их отличительные признаки?
Так как углерод непременно присутствует во всех органических веществах, органическую химию с середины XIX века часто называют химией соединений углерода.
Термин “органическая химия” был введен шведским ученым Й. Берцелиусом в начале XIX века. До этого вещества классифицировали по источнику их получения. Поэтому в XVIII веке различали три химии: “растительную”, “животную” и “минеральную”. Еще в XVI веке ученые не делали различий между органическими и неорганическими соединениями. Вот, например, классификация веществ на основании знаний того времени:
Масла: купоросное (серная кислота), оливковое;
Спирты: винный, нашатырный, соляный (соляная кислота), селитряной (азотная кислота);
Соли: поваренная, сахар и т.д.
Несмотря на то, что эта классификация, мягко говоря, не соответствует нынешней, многие современные названия пришли к нам из того времени. Например, название “спирт” (от латинского “спиритус” – дух) присваивалось всем легколетучим жидкостям. Уже в XIX века химики не только вели интенсивный поиск новых веществ и способов их получения, но и уделяли особое внимание определению состава веществ. Список важнейших открытий органической химии того времени можно было бы представить следующим образом:
1845 год. Кольбе синтезирует в несколько стадий уксусную кислоту, используя в качестве исходных неорганические вещества: древесный уголь, водород, кислород, серу и хлор.
1854 год. Бертло синтезирует жироподобное вещество.
1861 год. Бутлеров, действуя известковой водой на параформальдегид (полимер муравьиного альдегида), осуществил синтез “метиленитана” - вещества, относящегося к классу сахаров.
1862 год. Бертло, пропуская водород между угольными электродами, получает ацетилен.
Эти эксперименты подтверждали, что органические вещества имеют ту же природу, что и все простые вещества, и никакой жизненной силы для их образования не требуется.
Органические и неорганические вещества состоят из одних и тех же химических элементов и могут быть превращены друг в друга.
Учитель приводит примеры органических веществ, называет их молекулярную формулу (формулы записаны заранее на доске и закрыты): уксусная кислота CH3-COOH, этиловый спирт CH3CH2OH, сахароза C12H22O11, глюкоза C6H12O6, ацетилен HC=CH, ацетон 
Вопрос: Что общего вы заметили в составе этих веществ? Какое химическое свойство вы можете предположить для этих веществ?
Учащиеся отвечают, что во все перечисленные соединения входят углерод и водород. Предполагают, что они горят. Учитель демонстрирует горение спиртовки ( C2H5OH ), обращает внимание на характер пламени, вносит последовательно в пламя спиртовки, уротропина и свечи фарфоровую чашку, показывает, что от пламени свечи образуется копоть. Далее обсуждается вопрос о том, какие вещества образуются в ходе горения органических веществ. Учащиеся приходят к выводу, что образоваться может углекислый или угарный газ, чистый углерод ( сажа, копоть ). Учитель сообщает, что не все органические вещества способны гореть, но все они разлагаются при нагревании без доступа кислорода, обугливаются. Учитель демонстрирует обугливание сахара при нагревании. Учитель просит определить вид химической связи в органических веществах, исходя из их состава.
Далее ученики в тетрадях записывают признаки органических веществ:
1. Содержат углерод.
2. Горят и (или) разлагаются с образованием углеродсодержащих продуктов.
3. Связи в молекулах органических веществ ковалентные.
Вопрос: Как вы думаете, сколько органических соединений сейчас известно? (. В 1999 году зарегистрировано 18-миллионное органическое вещество.)
Вопрос: В чем же причины многообразия органических веществ?
Причины многообразия органических соединений.
1. Соединиение атомов углерода в цепи разной длины.
2. Образование атомами углерода простых, двойных и тройных связей с другими атомами и между собой.
3. Разный характер углеродных цепочек: линейные, разветвленные, циклические.
4. Множество элементов, входящих в состав органических веществ.
5. Явление изомерии органических соединений.
Вопрос: Что же такое изомерия?
Это было известно с 1823 года. Берцелиус (1830 год) предложил назвать изомерами вещества, имеющие качественный и количественный состав, но обладающие различными свойствами. К примеру, было известно около 80 разнообразных веществ, отвечающих составу C6H12O2. В 1861 году загадка изомерии была разгадана.
На съезде немецких естествоиспытателей и врачей был прочитан доклад, называвшийся “Нечто в химическом строении тел”. Автором доклада был профессор Казанского университета Александр Михайлович Бутлеров.
Именно это самое “нечто” и составило теорию химического строения, которая легла в основу наших современных представлений о химических соединениях.
Теперь органическая химия получила прочную научную основу, обеспечившую ее стремительное развитие в последующее столетие вплоть до наших дней. Предпосылками для ее создания послужили успехи в разработке атомно-молекулярного учения, представлений о валентности и химической связи в 50-е годы XIX века. Эта теория позволила предсказывать существование новых соединений и их свойства.
Понятие о химическом строении или, в конечном итоге, о порядке связи атомов в молекуле позволило объяснить такое загадочное явление, как изомерия.
Определения понятий “химическое строение”, “изомеры” и “изомерия” записываются в тетрадь.
Умение строить структурные формулы изомеров отрабатываются на примерах:
C2H6O (этанол и диметиловый эфир), C4H10 (бутан и изобутан). Учитель показывает, как можно записать краткую структурную формулу
РАССМОТРИТЕ РИСУНОК с изображением изомеров бутана и пентана.
ЗАДАНИЕ: построить изомеры состава C6H14, если известно, что их существует пять.
ГРУППА 301 химия
ТЕМА: МЕТАЛЛЫ. ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ АТОМОВ И КРИСТАЛЛОВ.ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
ТЕМА: ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
В настоящее время известно
Некоторые металлы, такие как золото, серебро, ртуть, медь, олово, железо, свинец известны человечеству с глубокой древности. Алхимики связывали их с планетами и соответствующим образом обозначали: золото — Солнце, серебро — Луна, ртуть — Меркурий, медь — Венера, олово — Юпитер, свинец — Сатурн.
Рис. 1. Обозначение химических элементов в алхимии
У атомов наиболее типичных металлов, к которым относятся щелочные и щёлочноземельные, а также у переходных металлов на внешнем уровне содержится
Металлические свойства обусловлены способностью атомов отдавать электроны внешнего уровня. С ростом заряда ядра атома металлические свойства ослабевают слева направо по периоду и возрастают сверху вниз по подгруппе.
Отдавая электроны внешнего уровня, атомы металлов образуют устойчивую оболочку ближайшего благородного газа и приобретают положительную степень окисления.
химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.
Принципиальное отличие простых веществ металлов от простых веществ неметаллов заключается в том, что в химических реакциях металлы являются только восстановителями.
Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий (
Для простых веществ металлов характерна металлическая кристаллическая решётка. В узлах металлической решётки находятся катионы металла, между которыми перемещаются электроны, образуя так называемый «электронный газ». «Электронный газ» движется между узлами решётки, обеспечивая её устойчивость. Металлическая решётка характерна для металлов и их сплавов. Свободно перемещающиеся электроны обусловливают характерные свойства веществ с металлической решёткой.
Рис. 2. Металлическая кристаллическая решётка
Металлическая связь и строение кристаллических решеток металлов обусловливают все важнейшие характерные физические свойства металлов, а именно: электропроводность, теплопроводность, пластичность, металлический блеск.
Электропроводность большинства металлов обусловлена присутствием в их кристаллических решётках подвижных электронов, которые направленно перемещаются под действием электрического поля. Наиболее электропроводными металлами являются серебро и медь, наименее — ртуть.
Теплопроводность металлов также связана с высокой подвижностью свободных электронов: сталкиваясь с колеблющимися в узлах решетки ионами, электроны обмениваются с ними энергией.
Пластичность – свойство вещества изменять форму под внешним воздействием и сохранять принятую форму после прекращения этого воздействия. Пластичность металлов обусловлена способностью их атомов под внешним воздействием смещаться друг относительно друга, но не рассыпаться за счёт прочного удерживания атомов общим электронным облаком. Наиболее пластичны золото, серебро, медь, олово. Так, золото легко прокатывают в тонкую фольгу, получая так называемое сусальное золото, которое используется в декоративных целях для золочения различных изделий.
Металлический блеск металлов обусловлен их способностью отражать световые лучи.
Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах.
Наибольшей твёрдостью обладают металлы побочной подгруппы
Металлы с плотностью меньше
Рис. 3. Плотность некоторых металлов
При обычных условиях все металлы, кроме ртути имеют твёрдое агрегатное состояние. Ртуть — единственный жидкий металл. К легкоплавким металлам относятся цезий и галлий, они могут плавиться на ладони руки. Самый тугоплавкий металл — вольфрам.
Рис. 4. Температура плавления некоторых металлов
Металлы делят на чёрные, к которым относятся железо и его сплавы, и цветные — все остальные. Однако для большинства металлов характерен белый или серый цвет. Золото окрашено в жёлтый цвет, а медь — в красный. Золото, серебро, платину и некоторые другие металлы относят к драгоценным металлам.
Коротко о главном
Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий.
Металлы — химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.
Атомы большинства металлов содержат на внешнем уровне содержится
В химических реакциях металлы являются только восстановителями.
Важнейшими характерными физическими свойствами металлов являются высокие электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск. Общие свойства металлов обусловлены металлической связью и строением их кристаллических решёток.
Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах.
Вопросы для самоконтроля
- Сравните строение атомов металлов и неметаллов.
- Поясните, почему атомы металлов способны проявлять только восстановительные свойства
- Как изменяются металлические свойства в периодах и главных подгруппах с ростом заряда ядра атома?
- Какой тип кристаллической решетки характерен для металлов? Как свойства металлов связаны с особенностями их кристаллической решётки?
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.
Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:
благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);
щелочные металлы – I(A) группа;
щелочноземельные металлы – II(A) группа, кроме Be, Mg.
Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:
4Li + O2 =обыч. усл.= 2Li2O
2Mg + O2 =t, °C= 2MgO
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют
Au + O2 ≠
Видео «Горение магния на воздухе»
Видео "Самовоспламенение никеля на воздухе"
2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме+nГ-1n
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
Zn + S = ZnS
Видео «Взаимодействие цинка с серой»
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
3Ca + N2 =t, °C= Ca3N2
3Na + P =t, °C= Na3P
Взаимодействие со сложными веществами
I. Взаимодействие воды с металлами
1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий. В результате образуются основание и газ водород.
Me + H2O = Me(OH)n + H2 (р. замещения)
Видео «Взаимодействие натрия с водой»
Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3+3H2
Магний (в горячей воде):
Mg + 2H2O =t°C= Mg(OH)2+H2
2) Взаимодействие с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.
Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н2) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода
Me + Н2О = МехОу + Н2 (р. замещения)
Бериллий с водой образует амфотерный оксид:
Be + H2O =t°C= BeO + H2
Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe3O4 и водород:
3Fe + 4H2O =t°C= FeO‧Fe2O3 + 4H2
3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
Cu + H2O ≠ нет реакции
II. Взаимодействие растворов кислот с металлами
Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот (раствор азотной кислоты – исключение), образуя соль и водород.
Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H2↑
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
Cu + H2SO4 ≠
Au + H2SO4 ≠
Видео «Электрохимический ряд напряжений - вытеснение водорода металлами»
III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами
Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:
H2SO4 (конц.) + Me = Сульфат + H2O + Х
2H2SO4 (конц.) + Cu =t°C= CuSO4 + 2H2O + SO2↑
8Na0 + 5H2+6SO4 = 4Na2+1SO4 + H2S-2↑ + 4H2O
Повторите «Окислительные свойства концентрированной серной кислоты»
HNO3 + Me = Нитрат + H2O + Х
4HNO3 (k) + Cu = Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑
8HNO3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
4Zn + 10HNO3 (раствор горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Zn + 10HNO3 (оч. разб. горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Zn + 4HNO3 (конц. горячий) =t˚C= Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Повторите «Специфические свойства азотной кислоты»
IV. С растворами солей менее активных металлов
Ме + Соль = Новый металл + Новая соль
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
FeCl2 + Cu ≠
Видео «Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металла из соли другими металлами»
Видео «Взаимодействие металлов с солями»
Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.
Видео «Взаимодействие хлорида олова (II) с цинком («Оловянный ежик»)»
