Реакции замещения характеризующие свойства металлов. Химические свойства металлов
По своей химической активности металлы очень сильно различаются. О химической активности металла можно примерно судить по его положению в .
Самые активные металлы расположены в начале этого ряда (слева), самые малоактивные - в конце (справа).
Реакции с простыми веществами. Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Условия протекания реакций, а иногда и их продукты сильно различаются для разных металлов.
Так, например, щелочные металлы активно реагируют с кислородом (в том числе в составе воздуха) при комнатной температуре с образованием оксидов и пероксидов
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:
2Mg + O 2 = t 2MgO.
Малоактивные металлы (например, золото, платина) с кислородом не реагируют и поэтому на воздухе практически не изменяют своего блеска.
Большинство металлов при нагревании с порошком серы образуют соответствующие сульфиды:
Реакции со сложными веществами. С металлами реагируют соединения всех классов - оксиды (в том числе вода), кислоты, основания и соли.
Активные металлы бурно взаимодействуют с водой при комнатной температуре:
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2 ;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2 .
Поверхность таких металлов, как, например, магний и алюминий, защищена плотной пленкой соответствующего оксида. Это препятствует протеканию реакции с водой. Однако если эту пленку удалить или нарушить ее целостность, то эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, порошкообразный магний реагирует с горячей водой:
Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2 .
При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Mil и др. При этом образуются соответствующие оксиды. Например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает реакция:
3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2 .
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO 3) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с большой скоростью):
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .
Малоактивные металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено образованием на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец, стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его поверхности пленки нерастворимых солей (PbSO 4 и PbCl 2).
Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосоватьЖелезо с кислородом образует три оксида
2Fe + O 2 ↔ 2FeO (закись, содержащую 22,7 % О 2);
6FeO + O 2 ↔ 2Fe 3 O 4 (закись-окись, содержащую 27,64 % О 2);
4Fe 3 O 4 + O 2 ↔ 6Fe 2 O 3 (окись, содержащую 30,06 % О 2).
Из этих трех оксидов только закись FeO растворима в железе и поэтому наиболее сильно влияет на его свойства. Остальные оксиды в железе не растворяются, могут в нем присутствовать в виде отдельных включений и легко разлагаются при высоких температурах. При температуре плавления железа предельная растворимость кислорода в нем составляет 0,17 %, а при комнатной температуре – тысячные доли процента.
Источниками окисления металла при сварке являются:
1.Свободнй кислород в газовой фазе (кислород воздуха при недостаточной защите; наличие сложных газов СО 2 , Н 2 О, способных при диссоциации выделять кислород).
2.окислы, находящиеся на расплавляемых кромках свариваемого металла и на присадочном материале.
3.Окислы, находящиеся в шлаке и растворимые в металле.
4.Химически активные шлаки, отдающие кислород металлу в результате обменных окислительно-восстановительных реакций.
Окисление металла свободным кислородом газовой фазы происходит согласно реакции nMe + O 2 = mMe n / m O 2/ m . Если металл и окисел являются конденсированными фазами (твердой или жидкой) то константа равновесия К р такой реакции окисления определяется только парциальным давлением кислорода р О2 , соответствующим упругости диссоциации окисла при данной температуре и давлении, т.е. К р = р о2 . Зависимость lg p o 2 = f(T) для различных температур дана на рис. 4.5.
Прочность окисла тем больше, чем меньше упругость диссоциации. Так как упругость диссоциации окислов, расположенных в верхней части рис. 4.5, при конкретной температуре больше чем расположенных ниже, их сродство к кислороду меньше (о сродстве к кислороду судят по количеству работы, которую надо затратить на разрушение окисла этого элемента). Поэтому при контакте металла Ме 1 с большим сродством к кислороду с окислом другого металла Ме 2 , имеющим меньшее сродство к кислороду, возможна реакция
Ме 1 + Ме 2 О = Ме 1 О + Ме 2 .
На этой основе в сварочных процессах осуществляется раскисление, причем элемент Ме 1 по отношению к элементу Ме 2 является раскислителем.
Рис. 4.5. Зависимость упругости диссоциации оксидов от температуры.
Расположим в ряд металлы по убывающей величине сродства к кислороду:
Cu, Ni, Fe, Mo, Cr, Mn, Si, Ti, Al, Mg, Ca, C (при высоких температурах).
Возможность окисления или восстановления какого-либо элемента в результате его взаимодействия с газовой фазой, содержащей свободный кислород, при конкретных внешних условиях (при сварке при различных температурах) определяется сопоставлением упругости диссоциации окисла р О2(МеО) = р О2 и парциального давления свободного кислорода в газовой фазе [р О2 ]. В случае, если давление [р О2 ] р О2 больше упругости диссоциации окисла, то будет происходить окисление; при [р О2 ] < р О2 – восстановление.
Упругость диссоциации окислов, находящихся в растворе, р! О2 отличается от упругости диссоциации свободных окислов р О2 . При этом
В знаменателе стоит предельное насыщение металлического раствора окислом.
В воздухе содержится кислорода примерно 20% т.е. [р О2 ] = 0,2 кгс/см 2 и он является сильным окислителем для железа в сварочных условиях [р О2 ] р О2 .
Окисление металла в зоне плавления поверхностными окислами осуществляется переплавлением окислов, находящихся на кромках и на поверхности присадочного металла. При расплавлении кромок основного металла, поверхность которого покрыта окислами, в сварочную ванну попадают вносимые ими дополнительные количества кислорода, приводя к большей окисленности сварочной ванны. Аналогично вводится кислород и в случае наличия окислов на присадочном металле.
В целях максимального исключения усиления окисленности ванны и металла шва такими окислами поверхности основного металла, подлежащие расплавлению при сварке, должны предварительно зачищаться механическим способом. Присадочная проволока очищается от окислов либо механическим способом, либо травлением.
Окисление металла окислами, находящимися в шлаке и растворимыми в металле, происходит в связи с перераспределением таких окислов между шлаком и металлом. Такой свободный окисел стремится к распределению между металлической и шлаковой фазами, определяемому константой распределения L MeO = (MeO)/, где [МеО] и (МеО) – соответственно концентрации этих окислов в металле и шлаке. Эта константа изменяется с температурой. Для FeO эта зависимость выражается формулой
Lg1/L FeO = lg/(FeO) = -(6300/T) + 1.386.
При изменении температуры от Т пл железа до 2500 0 С величина константы возрастает от 0,011 до 0,125.
Окисление химически активными по кислороду шлаками происходит в связи с обменными реакциями типа
(Ме!! х О у) + у[Ме! ] = у(Ме! О) + х[Ме!! ].
При сварке углеродистых сталей по такой схеме происходят кремне- и марганцевосстановительные процессы пи наличии в шлаке значительных количеств SiO 2 и MnO. В случае наличия в металле элементов с более сильным сродством к кислороду их окисление кремнеземом и закисью марганца может быть очень интенсивным. При сварке сталей, содержащих элементы с весьма большим сродством к кислороду (Al, Ti), их выгорание может происходить почти полностью.
Окисленность жидкого металла в сварочной зоне зависит от содержания в нем элементов – раскислителей. Раскислителями являются элементы с большим сродством к кислороду, чем металл, являющийся основой сплава. Никель раскислителем для железа быть не может и его выгорание при сварке сплавов на железной основе должно быть ничтожным. Марганец уже при концентрациях более 0,5 % при 2300 0 С и около 0,1 % при 1540 0 С имеет меньшую упругость диссоциации окисла, чем насыщенное кислородом железо, и может выступать в качестве раскислителя, отбирающего кислород от железной основы. Хром действует слабее, чем марганец. Более сильными раскислителями железа являются кремний титан алюминий. При высоких температурах наиболее сильным раскислителем становится углерод.
В связи с тем, что сродство элементов к кислороду с повышением температуры уменьшается, концентрация кислорода в расплавленном металле при высоких температурах может быть значительной. При снижении температуры в хвостовой части ванны раскисляющая способность элементов – раскислителей усиливается и реакции смещаются в сторону связывания кислорода этими элементами. Продукты этих реакций, являясь практически нерастворимыми в металле, выпадают в виде отдельной фазы. Такое раскисление носит название осаждающего.
Частицы выпавших окислов могут удаляться всплыванием или выталкиванием растущими кристаллами или остаются в затвердевшем металле в виде шлаковых включений.
Продукты раскисления углеродом являются газообразными. При их выделении хвостовая часть ванны пузырится (кипит), а пузыри, не успевшие удалиться из затвердевшего металла, образуют в металле поры, наполненные газом.
Атомы Кислорода могут образовывать два типа молекул: O 2 - кислород и O 3 - озон.
Явление существования нескольких простых веществ, образованных атомами одного химического элемента, называется алотропією. А простые вещества, образованные одним элементом, называют алотропними модификациями.
Следовательно, озон и кислород - это аллотропные модификации элемента Кислорода.
Свойства |
Кислород |
Озон |
Формула соединения |
O 2 |
O 3 |
Внешний вид в обычных условиях |
Газ |
Газ |
Цвет |
В парах кислород бесцветный. Жидкий - бледно-голубого цвета, а твердый - синего |
Пары озона светло-синего цвета. Жидкий - синего цвета, а твердый представляет собой темно-фиолетовые кристаллы |
Запах и вкус |
Без запаха и вкуса |
Резкий характерный запах (в малых концентрациях придает воздуху запах свежести) |
Температура плавления |
219 °С |
192 °С |
Температура кипения |
183 °С |
112 °С |
Плотность при н. у. |
1,43 г/л |
2,14 г/л |
Растворимость уводі |
4 объемы кислорода в 100 объемах воды |
45 объемов озона в 100 объемах воды |
Магнитные свойства |
Жидкий и твердый кислород - парамагнитные вещества, т.е. втягиваются в магнитное поле |
Имеет диамагнитные свойства, то есть не взаимодействует с магнитным полем |
Биологическая роль |
Необходим для дыхания растений и животных (в смеси с азотом или инертным газом). Вдыхание чистого кислорода приводит к сильному отравлению |
В атмосфере образует так называемый озоновый слой, который защищает биосферу от вредного воздействия ультрафиолетового излучения. Ядовитый |
Химические свойства кислорода и озона
Взаимодействие кислорода с металлами
Молекулярный кислород - довольно сильный окислитель. Он окисляет практически все металлы (кроме золота и платины). Много металлов медленно окисляются на воздухе, но в атмосфере чистого кислорода сгорают очень быстро, при этом образуется оксид:
Однако некоторые металлы при горении образуют не оксиды, а пероксиды (в таких соединениях степень окисления Кислорода равна -1) или надпероксиди (степень окисления атома Кислорода - дробная). Примером таких металлов могут быть барий, натрий и калий:
Взаимодействие кислорода с неметаллами
Оксиген проявляет степень окисления -2 в соединениях, которые образованы со всеми неметаллами, кроме Фтора, Гелия, Неона и Аргона. Молекулы кислорода при нагревании непосредственно вступают во взаимодействие со всеми неметаллами, кроме галогенов и инертных газов. В атмосфере кислорода фосфор самовоспламеняется и некоторые другие неметаллы:
При взаимодействия кислорода с фтором образуется кислород фторид, а не фтор оксид, поскольку атом Фтора имеет большую электроотрицательности, чем атом Кислорода. Оксиген фторид - это газ бледно-желтого цвета. Его используют как очень сильный окислитель и фторувальний агент. В этой соединении степень окисления Кислорода равна +2.
В избытка фтора может образовываться диоксиген дифторид, в котором степень окисления Кислорода равна +1. По строению такая молекула похожа на молекулу водород пероксида.
Применение кислорода и озона. Значение озонового слоя
Кислород используют все аэробные живые существа для дыхания. В процессе фотосинтеза растения выделяют кислород и поглощают углекислый газ.
Молекулярный кислород применяют для так называемой интенсификации, то есть ускорение окислительных процессов в металлургической промышленности. А еще кислород используют для добывания пламени с высокой температурой. При горении ацетилена (С 2 Н 2) в кислороде температура пламени достигает 3500 °С. В медицине кислород применяют для облегчения дыхания больных. Его также используют в дыхательных аппаратах для работы людей в трудной для дыхания атмосфере. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива.
Озон используют в лабораторной практике как очень сильный окислитель. В промышленности с его помощью дезинфицируют воду, поскольку ему присуща сильная окислительная действие, которая уничтожает различные микроорганизмы.
Пероксиды, надпероксиди и озонидов щелочных металлов применяют для регенерации кислорода в космических кораблях и на подводных лодках, Такое применение основано на реакции этих веществ с углекислым газом СО 2:
В природе озон содержится в высоких слоях атмосферы на высоте около 20-25 км, в так называемом озоновом слое, который защищает Землю от жесткого солнечного излучения. Уменьшение концентрации озона в стратосфере хотя бы на 1 может привести к тяжелым последствиям, таким рост числа онкологических заболеваний кожи в людей и животных, увеличение числа заболеваний, связанных с угнетением иммунной системы человека, замедление роста наземных растений, снижение скорости роста фитопланктона и т.д.
Без озонового слоя жизнь на планете было бы невозможным. Тем временем загрязнение атмосферы различными промышленными выбросами приводят к разрушению озонового слоя. Самыми опасными веществами для озона являются фреоны (их используют как хладагенты в холодильных машинах, а также как наполнители для баллончиков с дезодорантами) и отходы ракетного топлива.
Мировое сообщество очень обеспокоено в связи с образованием дыры в озоновом слое на полюсах нашей планеты, в связи с чем в 1987 г. был принят «Монреальский протокол по веществам, разрушающим озоновый слой», который ограничил использование веществ, вредных для озонового слоя.
Физические свойства веществ, образованных элементом Сульфуром
Атомы Серы, так же, как и Кислорода, могут образовывать различные аллотропные модификации (S ∞ ; S 12 ; S 8 ; S 6 ; S 2 и другие). При комнатной температуре сера находится в виде α -серы (или ромбической серы), что представляет собой желтые хрупкие кристаллы, без запаха, не растворимые в воде. При температуре свыше +96 °С происходит медленный переход α -серы в β -серу (или моноклінну серу), что представляет собой почти белые пластинки. Если расплавленную серу перелить в воду, происходит переохлаждение жидкой серы и образования желто-коричневой резино-подобной пластической серы, которая погодя снова превращается в а-серу. Сера кипит при температуре, равной +445 °С, образуя пары темно-бурого цвета.
Все модификации серы не растворяются в воде, зато достаточно хорошо растворяются в сероуглероде (CS 2 ) и некоторых других неполярных растворителях.
Применение серы
Главный продукт серной промышленности - это сульфатная кислота. На ее производство приходится около 60 % серы, которую добывают. В гумотехнічній промышленности серу используют для превращения каучука в высококачественную резину, то есть для вулканизации каучука. Сера - важнейший компонент любых пиротехнических смесей. Например, в спичечных головках содержится около 5 %, а в намазці на коробке - около 20 % серы по массе. В сельском хозяйстве серу используют для борьбы с вредителями виноградников. В медицине серу применяют при изготовлении различных мазей для лечения кожных заболеваний.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
По химическим свойствам металлы подразделяют на:1 )Активные (щелочные и щелчноземельные металлы, Mg, Al, Zn и др.)
2) Металлы средней активности (Fe, Cr, Mn и др.) ;
3 )Малоактивные (Cu, Ag)
4) Благородные металлы – Au, Pt, Pd и др.
В реакциях - только восстановители. Атомы металлов легко отдают электроны внешнего (а некоторые – и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Возможные степени окисления Ме Низшая 0,+1,+2,+3 Высшая +4,+5,+6,+7,+8
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
1. С ВОДОРОДОМ
Реагируют при нагревании металлы IA и IIA группы, кроме бериллия. Образуются твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют.
2K + H₂ = 2KH (гидрид калия)
Ca + H₂ = CaH₂
2.С КИСЛОРОДОМ
Реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. Щелочные металлы при нормальных условиях образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K+O2=KO2 (надпероксид)
Остальные металлы главных подрупп при нормальных условиях образуют оксиды со степенью окисления, равной номеру группы 2Сa+O2=2СaO
2Сa+O2=2СaO
Металлы побочных подрупп образуют оксиды при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а железо железную окалину Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3
3. С ГАЛОГЕНАМИ
галогениды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды). Щелочные при нормальных условиях с F, Cl , Br воспламеняются:
2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид)
Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:
С a+Cl2= С aCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (+2)!)
4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СЕРОЙ
при нагревании даже у щелочных металлов, с ртутью при нормальных условиях. Реагируют все металлы, кроме золота и платины
с серой – сульфиды : 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S ( сульфид )
С a+S= С aS( сульфид ) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (чѐрный )
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ФОСФОРОМ И АЗОТОМ
протекает при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :
с фосфором – фосфиды: 3 Ca + 2 P =Са3 P 2,
С азотом – нитриды 6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С УГЛЕРОДОМ И КРЕМНИЕМ
протекает при нагревании:
С углеродом образуются карбиды С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. Из щелочных металлов карбиды образуют литий и натрий, калий, рубидий, цезий не взаимодействуют с углеродом:
2Li + 2C = Li2C2, Са + 2С = СаС2
Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.
с кремнием – силициды: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ:
С водой реагируют металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду напряжений Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой без нагревания, образуя растворимые гидроксиды(щелочи) и водород, алюминий (после разрушения оксидной пленки - амальгирование), магний при нагревании, образуют нерастворимые основания и водород.
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
С
a + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2
Остальные металлы реагируют с водой только в раскаленном состоянии, образуя оксиды (железо – железную окалину)
Zn + Н2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 С КИСЛОРОДОМ И ВОДОЙ
На воздухе железо и хром легко окисляется в присутствии влаги (ржавление)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ
Металлы (Al, Mg,Са), восстанавливают при высокой температуре неметаллы или менее активные металлы из их оксидов → неметалл или малоактивный металл и оксид (кальцийтермия, магнийтермия, алюминотермия)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (термит) 2Mg + CО2 = 2MgO + С Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CО2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO
10. С ОКСИДАМИ
Металлы железо и хром реагируют со оксидами, уменьшая степень окисления
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ СО ЩЕЛОЧАМИ
Со щелочами взаимодействуют только те металлы, оксиды и гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами ((Zn, Al, Cr(III), Fe(III) и др. РАСПЛАВ → соль металла + водород.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (цинкат натрия)
2Al + 2(NaOH · H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
РАСТВОР → комплексная соль металла + водород.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (тетрагидроксоцинкат натрия) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ (КРОМЕ HNO3 и Н2SО4 (конц.)
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот → соль и водород
Запомни! Азотная кислота никогда не выделяет водород при взаимодействии с металлами.
Мg + 2НС1 = МgСl2 + Н2
Al + 2НС1 = Al⁺³Сl₃ + Н2
13. РЕАКЦИИ С СОЛЯМИ
Активные металлы вытесняют из солей менее активные. Восстановление из растворов:
CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu
FeSO4 + Cu = РЕАКЦИИ НЕТ
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 + С u
Восстановление металлов из расплавов их солей
3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Металлы групп В реагируют с солями, понижая степень окислениЯ
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
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 + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
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 + 2H 2 O = Mg(OH) 2 ↓ + H 2
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 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
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 о С). 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.