11 paskaita. Cheminės savybės metalai

Metalų sąveika su paprastais oksidatoriais. Metalų ir vandens santykis, vandeniniai rūgščių, šarmų ir druskų tirpalai. Oksido plėvelės ir oksidacijos produktų vaidmuo. Metalų sąveika su azoto ir koncentruota sieros rūgštimis.

Metalai apima visus s-, d-, f-elementus, taip pat p-elementus, esančius apatinėje periodinės lentelės dalyje nuo įstrižainės, nubrėžtos nuo boro iki astatino. Paprastose šių elementų medžiagose susidaro metalinis ryšys. Metalo atomų išorėje yra nedaug elektronų elektronų apvalkalas, 1, 2 arba 3 kiekiais. Metalai pasižymi elektropozityviomis savybėmis ir turi mažą elektronegatyvumą, mažesnį nei du.

Metalai yra būdingi būdingi bruožai. Tai kietos medžiagos, sunkesnės už vandenį, turinčios metalinį blizgesį. Metalai turi aukštą šilumos ir elektros laidumą. Jiems būdinga elektronų emisija veikiant įvairiems išorinių poveikių: švitinimas šviesa, kaitinant, plyšant (egzoelektroninė emisija).

Pagrindinė metalų savybė yra jų gebėjimas paaukoti elektronus kitų medžiagų atomams ir jonams. Daugeliu atvejų metalai yra reduktorius. Ir tai yra jiems būdinga cheminė savybė. Panagrinėkime metalų santykį su tipiniais oksidatoriais, į kuriuos įeina paprastos medžiagos – nemetalai, vanduo, rūgštys. 1 lentelėje pateikta informacija apie metalų ir paprastų oksidatorių santykį.

1 lentelė

Metalų ir paprastų oksidatorių santykis

Visi metalai reaguoja su fluoru. Išimtys yra aliuminis, geležis, nikelis, varis, cinkas, kai nėra drėgmės. Šie elementai, pradiniu momentu reaguodami su fluoru, sudaro fluoro plėveles, kurios apsaugo metalus nuo tolesnės reakcijos.

Esant tokioms pat sąlygoms ir priežastims, geležis pasyvinama reaguodama su chloru. Kalbant apie deguonį, ne visi, o tik keletas metalų sudaro tankias apsaugines oksidų plėveles. Nuo fluoro pereinant prie azoto (1 lentelė), oksidacinis aktyvumas mažėja ir todėl viskas didesnis skaičius metalai nėra oksiduojami. Pavyzdžiui, su azotu reaguoja tik ličio ir šarminių žemių metalai.

Metalų ir vandens santykis bei oksiduojančių medžiagų vandeniniai tirpalai.

IN vandeniniai tirpalai Metalo redukcinis aktyvumas apibūdinamas jo standartinio redokso potencialo verte. Iš visos standartinių redokso potencialų serijos išskiriama metalo įtampų serija, kuri pateikta 2 lentelėje.

2 lentelė

Įtampos metalų diapazonas

Oksidatorius	Elektrodų proceso lygtis	Standartinis elektrodo potencialas φ 0, V	Reduktorius	Sąlyginis reduktorių aktyvumas
Li+	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Aktyvus
Rb+	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Aktyvus
K+	K + + e - = K	-2,925	K	Aktyvus
Cs+	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Aktyvus
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Ca	Aktyvus
Na+	Na + + e - = Na	-2,714	Na	Aktyvus
Mg 2+	Mg 2+ +2 e - = Mg	-2,363	Mg	Aktyvus
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Aktyvus
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	trečia. veikla
Mn 2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	trečia. veikla
Cr 2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Kr	trečia. veikla
H2O	2H 2O+ 2e - =H2 +2OH -	-0,826	H2, pH=14	trečia. veikla
Zn 2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	trečia. veikla
Cr 3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Kr	trečia. veikla
Fe 2+	Fe 2+ + e - = Fe	-0,440	Fe	trečia. veikla
H2O	2H 2 O + e - = H 2 + 2OH -	-0,413	H2, pH=7	trečia. veikla
CD 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	Cd	trečia. veikla
Co2+	Co 2+ +2 e - = Co	-0,227	Co	trečia. veikla
Ni 2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	trečia. veikla
Sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	Sn	trečia. veikla
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	trečia. veikla
Fe 3+	Fe 3+ +3e - = Fe	-0,036	Fe	trečia. veikla
H+	2H++2e- =H2		H2, pH=0	trečia. veikla
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Mažai aktyvus
Cu 2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Mažai aktyvus
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Mažai aktyvus
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Mažai aktyvus
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Mažai aktyvus
Hg 2+	Hg 2+ +2e - = Hg	0,854	Hg	Mažai aktyvus
2+ taškas	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Mažai aktyvus
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Mažai aktyvus
Au+	Au + + e - = Au	1,691	Au	Mažai aktyvus

Ši įtampų serija taip pat rodo vandenilio elektrodo elektrodo potencialų reikšmes rūgštinėje (pH=0), neutralioje (pH=7), šarminėje (pH=14) aplinkoje. Tam tikro metalo padėtis įtempių serijoje apibūdina jo gebėjimą patirti redokso sąveiką vandeniniuose tirpaluose. standartinėmis sąlygomis. Metalo jonai yra oksidatoriai, o metalai yra reduktoriai. Kuo toliau metalas yra įtampos serijoje, tuo galingesni jo jonai kaip oksidatorius vandeniniame tirpale. Kuo metalas arčiau serijos pradžios, tuo stipresnis reduktorius.

Metalai gali išstumti vienas kitą iš druskos tirpalų. Reakcijos kryptį lemia jų santykinė padėtis įtempių serijoje. Reikėtų nepamiršti, kad aktyvūs metalai išstumia vandenilį ne tik iš vandens, bet ir iš bet kokio vandeninio tirpalo. Todėl abipusis metalų poslinkis iš jų druskų tirpalų vyksta tik metalų, esančių įtempių eilėje po magnio, atveju.

Visi metalai yra suskirstyti į tris sąlygines grupes, kaip parodyta šioje lentelėje.

3 lentelė

Įprastas metalų skirstymas

Sąveika su vandeniu. Vandenyje esantis oksidatorius yra vandenilio jonas. Todėl vandeniu gali oksiduotis tik tie metalai, kurių standartiniai elektrodų potencialai yra mažesni už vandenilio jonų potencialą vandenyje. Jis priklauso nuo aplinkos pH ir yra lygus

φ = -0,059 рН.

Neutralioje aplinkoje (pH=7) φ = -0,41 V. Metalų sąveikos su vandeniu pobūdis pateiktas 4 lentelėje.

Metalai iš serijos pradžios, kurių potencialas yra žymiai neigiamas nei -0,41 V, išstumia vandenilį iš vandens. Bet magnis jau išstumia vandenilį tik iš karštas vanduo. Paprastai metalai, esantys tarp magnio ir švino, neišstumia vandenilio iš vandens. Šių metalų paviršiuje susidaro oksidų plėvelės, kurios turi apsauginį poveikį.

4 lentelė

Metalų sąveika su vandeniu neutralioje aplinkoje

Metalų sąveika su druskos rūgštimi.

Oksidatorius druskos rūgštyje yra vandenilio jonas. Standartinis vandenilio jono elektrodo potencialas yra lygus nuliui. Todėl visi aktyvūs ir tarpiniai aktyvūs metalai turi reaguoti su rūgštimi. Pasyvavimas vyksta tik švinui.

5 lentelė

Metalų sąveika su druskos rūgštimi

Varis gali būti ištirpintas labai koncentruotoje druskos rūgštyje, nepaisant to, kad tai mažai aktyvus metalas.

Metalų sąveika su sieros rūgštimi vyksta skirtingai ir priklauso nuo jos koncentracijos.

Metalų sąveika su praskiesta sieros rūgštimi. Sąveika su praskiesta sieros rūgštimi atliekama taip pat, kaip ir su druskos rūgštimi.

6 lentelė

Metalų reakcija su praskiesta sieros rūgštimi

Praskiesta sieros rūgštis oksiduojasi savo vandenilio jonu. Jis sąveikauja su tais metalais, kurių elektrodų potencialai yra mažesni nei vandenilio. Švinas netirpsta sieros rūgštyje, kai koncentracija mažesnė nei 80%, nes PbSO 4 druska, susidaranti švinui sąveikaujant su sieros rūgštimi, yra netirpi ir sukuria apsauginę plėvelę ant metalo paviršiaus.

Metalų sąveika su koncentruota sieros rūgštimi.

Koncentruotoje sieros rūgštyje siera oksidacijos būsenoje +6 veikia kaip oksidatorius. Tai yra sulfato jonų SO 4 2- dalis. Todėl koncentruota rūgštis oksiduoja visus metalus, kurių standartinis elektrodo potencialas yra mažesnis nei oksiduojančio agento. Aukščiausia vertė elektrodų potencialas elektrodų procesuose, kuriuose sulfato jonas dalyvauja kaip oksidatorius, yra 0,36 V. Dėl to kai kurie mažai aktyvūs metalai taip pat reaguoja su koncentruota sieros rūgštimi.

Vidutinio aktyvumo metalams (Al, Fe) pasyvavimas vyksta dėl tankių oksidų plėvelių susidarymo. Alavas oksiduojamas iki keturvalentės būsenos, kad susidarytų alavo (IV) sulfatas:

Sn + 4 H 2 SO 4 (konc.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

7 lentelė

Metalų reakcija su koncentruota sieros rūgštimi

Švinas oksiduojamas iki dvivalentės būsenos, kad susidarytų tirpus švino vandenilio sulfatas. Gyvsidabris ištirpsta karštoje koncentruotoje sieros rūgštyje, sudarydamas gyvsidabrio (I) ir gyvsidabrio (II) sulfatus. Net sidabras ištirpsta verdančioje koncentruotoje sieros rūgštyje.

Reikėtų nepamiršti, kad kuo aktyvesnis metalas, tuo gilesnis sieros rūgšties redukcijos laipsnis. Su aktyviais metalais rūgštis daugiausia redukuojama į vandenilio sulfidą, nors yra ir kitų produktų. Pavyzdžiui

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ +4H2O;

4Zn +5H2SO4 = 4ZnSO4 = 4ZnSO4 +H2S +4H2O.

Metalų sąveika su praskiesta azoto rūgštimi.

IN azoto rūgštis Azotas, esantis oksidacijos būsenoje +5, veikia kaip oksidatorius. Didžiausia vertė praskiestos rūgšties nitrato jonų, kaip oksidatoriaus, elektrodo potencialas yra 0,96 V. Dėl to didelės svarbos, azoto rūgštis yra stipresnis oksidatorius nei sieros rūgštis. Tai matyti iš to, kad azoto rūgštis oksiduoja sidabrą. Kuo aktyvesnis metalas ir kuo praskiesta rūgštis, tuo giliau rūgštis redukuojama.

8 lentelė

Metalų reakcija su praskiesta azoto rūgštimi

Metalų sąveika su koncentruota azoto rūgštimi.

Koncentruota azoto rūgštis paprastai redukuojama iki azoto dioksido. Koncentruotos azoto rūgšties sąveika su metalais pateikta 9 lentelėje.

Naudojant rūgštį esant trūkumui ir nemaišant, aktyvieji metalai ją redukuoja iki azoto, o vidutinio aktyvumo metalai – iki anglies monoksido.

9 lentelė

Koncentruotos azoto rūgšties reakcija su metalais

Metalų sąveika su šarmų tirpalais.

Metalų negali oksiduoti šarmai. Taip yra dėl to, kad šarminiai metalai yra stiprūs reduktorius. Todėl jų jonai yra silpniausi oksidatoriai ir neturi oksidacinių savybių vandeniniuose tirpaluose. Tačiau esant šarmams, oksiduojantis vandens poveikis pasireiškia didesniu mastu nei jiems nesant. Dėl šios priežasties šarminiuose tirpaluose metalai oksiduojami vandens, kad susidarytų hidroksidai ir vandenilis. Jei oksidas ir hidroksidas yra amfoteriniai junginiai, jie ištirps šarminiame tirpale. Dėl to pasyvus svarus vanduo metalai energingai reaguoja su šarminiais tirpalais.

10 lentelė

Metalų sąveika su šarmų tirpalais

Tirpimo procesas vaizduojamas dviem etapais: metalo oksidacija vandeniu ir tirpinimas hidroksidu:

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H2;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

Metalai užima apatinį kairįjį periodinės lentelės kampą. Metalai priklauso s elementų, d elementų, f elementų ir iš dalies p elementų šeimoms.

Būdingiausia metalų savybė yra jų gebėjimas atiduoti elektronus ir tapti teigiamai įkrautais jonais. Be to, metalai gali turėti tik teigiamą oksidacijos būseną.

Aš - ne = Me n +

1. Metalų sąveika su nemetalais.

A ) Metalų sąveika su vandeniliu.

Šarminiai ir šarminių žemių metalai tiesiogiai reaguoja su vandeniliu, sudarydami hidridus.

Pavyzdžiui:

Ca + H 2 = CaH 2

Susidaro nestechiometriniai junginiai su jonine kristaline struktūra.

b) Metalų sąveika su deguonimi.

Visi metalai, išskyrus Au, Ag, Pt, yra oksiduojami atmosferos deguonimi.

Pavyzdys:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroksidas)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

c) Metalų sąveika su halogenais.

Visi metalai reaguoja su halogenais, sudarydami halogenidus.

Pavyzdys:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Tai daugiausia joniniai junginiai: MeHal n

d) Metalų sąveika su azotu.

Šarminiai ir šarminių žemių metalai sąveikauja su azotu.

Pavyzdys:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitridas.

e) Metalų sąveika su anglimi.

Metalų ir anglies karbidų junginiai. Jie susidaro lydalams sąveikaujant su anglimi. Aktyvieji metalai sudaro stechiometrinius junginius su anglimi:

4Al + 3C = Al 4 C 3

Metalai – d-elementai sudaro nestechiometrinės sudėties junginius, tokius kaip kietieji tirpalai: WC, ZnC, TiC – naudojami ypač kietiems plienams gaminti.

2. Metalų sąveika su vandeniu.

Metalai, kurių potencialas yra didesnis nei vandens redokso potencialas, reaguoja su vandeniu.

Aktyvūs metalai aktyviau reaguoja su vandeniu, skaidydami vandenį ir išskirdami vandenilį.

Na + 2H2O = H2 + 2NaOH

Mažiau aktyvūs metalai lėtai skaido vandenį ir procesas sulėtėja, nes susidaro netirpios medžiagos.

3. Metalų sąveika su druskos tirpalais.

Ši reakcija įmanoma, jei reaguojantis metalas yra aktyvesnis nei esantis druskoje:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V, = + 0,34 V.

Metalas, turintis neigiamą ar mažiau teigiamą standartinį elektrodo potencialą, išstumia kitą metalą iš savo druskos tirpalo.

4. Metalų sąveika su šarmų tirpalais.

Metalai, kurie gamina amfoterinius hidroksidus arba turi aukštą oksidacijos laipsnį, esant stiprioms oksidacinėms medžiagoms, gali reaguoti su šarmais. Kai metalai sąveikauja su šarmų tirpalais, oksidatorius yra vanduo.

Pavyzdys:

Zn + 2NaOH + 2H 2O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oksidacija

Zn 0 – reduktorius

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - redukcija

H 2 O - oksidatorius

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H2

Metalai, turintys didelę oksidacijos būseną, lydymosi metu gali sąveikauti su šarmais:

4Nb +5O2 +12KOH = 4K3NbO4 + 6H2O

5. Metalų sąveika su rūgštimis.

Tai sudėtingos reakcijos, reakcijos produktai priklauso nuo metalo aktyvumo, rūgšties tipo ir koncentracijos bei temperatūros.

Pagal aktyvumą metalai sutartinai skirstomi į aktyvius, vidutinio aktyvumo ir mažo aktyvumo.

Rūgštys paprastai skirstomos į 2 grupes:

I grupė - rūgštys su mažu oksidaciniu gebėjimu: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (praskiestas), H 3 PO 4, H 2 S, oksidatorius čia yra H +. Sąveikaujant su metalais išsiskiria deguonis (H 2 ). Metalai, turintys neigiamą elektrodo potencialą, reaguoja su pirmosios grupės rūgštimis.

II grupė – rūgštys, pasižyminčios dideliu oksidaciniu gebėjimu: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (praskiestas), HNO 3 (konc.). Šiose rūgštyse oksidatoriai yra rūgščių anijonai: . Anijonų redukcijos produktai gali būti labai įvairūs ir priklausyti nuo metalo aktyvumo.

H 2 S – su aktyviais metalais

H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - su vidutinio aktyvumo metalais

SO 2 – su mažai aktyviais metalais

NH 3 (NH 4 NO 3) – su aktyviais metalais

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - vidutinio aktyvumo metalai

NE – su mažai aktyviais metalais

HNO 3 (konc.) - NO 2 - su bet kokio aktyvumo metalais.

Jei metalai turi kintamą valentiškumą, tai su I grupės rūgštimis metalai įgyja mažesnę teigiamą oksidacijos būseną: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Sąveikaujant su II grupės rūgštimis, oksidacijos būsena yra +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, o vandenilis niekada neišsiskiria.

Kai kurie metalai (Fe, Cr, Al, Ti, Ni ir kt.) tirpaluose stiprios rūgštys Oksiduodami jie pasidengia tankia oksido plėvele, kuri apsaugo metalą nuo tolesnio tirpimo (pasyvavimo), tačiau kaitinant oksido plėvelė ištirpsta ir vyksta reakcija.

Mažai tirpūs metalai, turintys teigiamą elektrodo potencialą, gali ištirpti I grupės rūgštyse esant stiprioms oksiduojančioms medžiagoms.

Jei į Periodinė elementų lentelė D.I. Mendelejevo elementai nubrėžia įstrižainę nuo berilio iki astatino, tada apatinėje kairėje išilgai įstrižainės bus metaliniai elementai (taip pat yra šoninių pogrupių elementai, paryškinti mėlyna spalva), o viršuje dešinėje - nemetaliniai elementai ( paryškintas geltona). Elementai, esantys šalia įstrižainės – pusmetaliai arba metaloidai (B, Si, Ge, Sb ir kt.) turi dvejopą charakterį (paryškinti rožine spalva).

Kaip matyti iš paveikslo, didžioji dauguma elementų yra metalai.

Pagal savo cheminę prigimtį metalai yra cheminiai elementai, kurio atomai atiduoda elektronus iš išorinių arba priešišorinių energijos lygių, sudarydami teigiamo krūvio jonus.

Beveik visi metalai turi santykinai didelius spindulius ir nedidelį elektronų skaičių (nuo 1 iki 3) išoriniame energijos lygyje. Būdinga metalams žemos vertės elektronegatyvumas ir redukcinės savybės.

Būdingiausi metalai išsidėsto periodų pradžioje (pradedant nuo antrojo), vėliau iš kairės į dešinę metalinės savybės susilpnėja. Grupėje iš viršaus į apačią metalinės savybės didėja didėjant atomų spinduliui (dėl energijos lygių skaičiaus padidėjimo). Dėl to sumažėja elementų elektronegatyvumas (gebėjimas pritraukti elektronus) ir padidėja redukcijos savybės (gebėjimas paaukoti elektronus kitiems atomams cheminėse reakcijose).

Tipiškas metalai yra s-elementai (IA grupės elementai nuo Li iki Fr. PA grupės elementai nuo Mg iki Ra). Bendroji jų atomų elektroninė formulė yra ns 1-2. Jiems būdingos atitinkamai oksidacijos laipsniai + I ir + II.

Mažas elektronų skaičius (1–2) tipiškų metalo atomų išoriniame energijos lygyje reiškia, kad šie elektronai lengvai prarandami ir pasižymi stipriomis redukuojančiomis savybėmis, kurias atspindi mažos elektronegatyvumo vertės. Tai reiškia ribotas chemines savybes ir tipiškų metalų gavimo būdus.

Būdingas tipiškų metalų bruožas yra jų atomų polinkis sudaryti katijonus ir joninius cheminius ryšius su nemetalų atomais. Tipiškų metalų junginiai su nemetalais yra joniniai „nemetalų metalo junginių“ kristalai, pavyzdžiui, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipiškų metalų katijonų taip pat yra junginiuose su kompleksiniais anijonais – hidroksidais ir druskomis, pavyzdžiui, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

A grupės metalai, sudarantys amfoterinę įstrižainę periodinėje lentelėje Be-Al-Ge-Sb-Po, taip pat šalia jų esantys metalai (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) neturi būdingų metalų. savybių. Bendroji jų atomų elektroninė formulė ns 2 n.p. 0-4 reiškia didesnę oksidacijos būsenų įvairovę, didesnį gebėjimą išlaikyti savo elektronus, laipsnišką jų redukcinės galios mažėjimą ir oksidacinio gebėjimo atsiradimą, ypač esant aukštai oksidacijos būsenai ( tipiniai pavyzdžiai- junginiai Tl III, Pb IV, Bi v). Panašus cheminis elgesys būdingas daugumai (d elementų, t. y. B grupės elementų Periodinė elementų lentelė (tipiniai pavyzdžiai- amfoteriniai elementai Cr ir Zn).

Šis dvilypumo (amfoterinių) savybių, tiek metalinių (bazinių), tiek nemetalinių, pasireiškimas yra dėl cheminės jungties pobūdžio. Kietoje būsenoje netipinių metalų junginiuose su nemetalais vyrauja kovalentiniai ryšiai (tačiau mažiau stiprūs nei ryšiai tarp nemetalų). Tirpale šie ryšiai lengvai nutrūksta, o junginiai disocijuoja į jonus (visiškai arba iš dalies). Pavyzdžiui, metalinis galis susideda iš Ga 2 molekulių kietoje būsenoje, aliuminio ir gyvsidabrio chloridai (II) AlCl 3 ir HgCl 2 turi stiprių kovalentinių jungčių, tačiau tirpale AlCl 3 disocijuoja beveik visiškai, o HgCl 2 - iki; labai nedideliu mastu (o vėliau į HgCl + ir Cl - jonus).

Bendrosios fizinės metalų savybės

Dėl to, kad kristalinėje gardelėje yra laisvųjų elektronų ("elektronų dujų"), visi metalai pasižymi šiomis būdingomis bendromis savybėmis:

1) Plastmasinis- galimybė lengvai keisti formą, ištempti į vielą ir susukti į plonus lakštus.

2) Metalinis blizgesys ir neskaidrumas. Taip yra dėl laisvųjų elektronų sąveikos su šviesa, patenkančia į metalą.

3) Elektrinis laidumas. Tai paaiškinama kryptingu laisvųjų elektronų judėjimu iš neigiamo poliaus į teigiamą esant nedideliam potencialų skirtumui. Kaitinant sumažėja elektros laidumas, nes kylant temperatūrai, didėja atomų ir jonų virpesiai mazguose kristalinė gardelė, o tai apsunkina kryptingą „elektronų dujų“ judėjimą.

4) Šilumos laidumas. Tai sukelia didelis laisvųjų elektronų mobilumas, dėl kurio temperatūra greitai susilygina metalo masės atžvilgiu. Didžiausias šilumos laidumas yra bismute ir gyvsidabriu.

5) Kietumas. Kiečiausias yra chromas (pjauna stiklą); minkštiausi šarminiai metalai – kalis, natris, rubidis ir cezis – pjaustomi peiliu.

6) Tankis. Kuo mažesnė metalo atominė masė ir kuo didesnis atomo spindulys, tuo jis mažesnis. Lengviausias yra ličio (ρ=0,53 g/cm3); sunkiausias yra osmis (ρ=22,6 g/cm3). Metalai, kurių tankis mažesnis nei 5 g/cm3, laikomi „lengvaisiais metalais“.

7) Lydymosi ir virimo taškai. Labiausiai tirpstantis metalas yra gyvsidabris (lydymosi temperatūra = -39°C), daugiausia ugniai atsparus metalas– volframas (t°lydymosi temperatūra = 3390°C). Metalai su lydymosi temperatūra aukštesnėje nei 1000°C temperatūroje laikomos ugniai atspariomis, žemiau – mažai tirpstančiomis.

Bendrosios cheminės metalų savybės

Stiprios reduktorius: Me 0 – nē → Me n +

Daugybė įtampų apibūdina lyginamąjį metalų aktyvumą redokso reakcijose vandeniniuose tirpaluose.

I. Metalų reakcijos su nemetalais

1) Su deguonimi:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Su siera:
Hg + S → HgS

3) Su halogenais:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Su azotu:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Su fosforu:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2

6) Su vandeniliu (reaguoja tik šarminiai ir šarminiai žemės metalai):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Metalų reakcijos su rūgštimis

1) Metalai elektrocheminės įtampos serijoje iki H redukuoja neoksiduojančias rūgštis į vandenilį:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) Su oksiduojančiomis rūgštimis:

Kai bet kokios koncentracijos azoto rūgštis ir koncentruota sieros rūgštis sąveikauja su metalais Vandenilis niekada neišleidžiamas!

Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Metalų sąveika su vandeniu

1) Aktyvūs (šarminiai ir šarminiai žemės metalai) sudaro tirpią bazę (šarmą) ir vandenilį:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2

2) Vidutinio aktyvumo metalus oksiduoja vanduo, kai kaitinami iki oksido:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktyvus (Au, Ag, Pt) – nereaguoti.

IV. Mažiau aktyvių metalų išstūmimas į aktyvesnius metalus iš jų druskų tirpalų:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Pramonėje dažnai naudojami ne gryni metalai, o jų mišiniai - lydiniai, kuriame vieno metalo naudingąsias savybes papildo kito metalo naudingosios savybės. Taigi varis yra mažo kietumo ir netinkamas mašinų dalių gamybai, o vario ir cinko lydiniai ( Žalvaris) jau yra gana kieti ir plačiai naudojami mechaninėje inžinerijoje. Aliuminis pasižymi dideliu lankstumu ir pakankamu lengvumu (mažo tankio), tačiau yra per minkštas. Jo pagrindu paruošiamas lydinys su magniu, variu ir manganu - duraliuminis (duraliuminis), kuris neprarasdamas naudingų savybių aliuminio, įgauna didelį kietumą ir tampa tinkamas lėktuvų statybai. Geležies lydiniai su anglimi (ir kitų metalų priedais) yra plačiai žinomi ketaus Ir plieno.

Laisvieji metalai yra restauratoriai. Tačiau kai kurių metalų reaktyvumas yra mažas dėl to, kad jie yra padengti paviršiaus oksido plėvelė, V įvairaus laipsnio atsparus cheminiams reagentams, tokiems kaip vanduo, rūgščių ir šarmų tirpalai.

Pavyzdžiui, švinas visada yra padengtas oksido plėvele, kad jį būtų galima paversti tirpalu ne tik reagentu (pavyzdžiui, praskiesta azoto rūgštimi), bet ir kaitinti. Ant aliuminio esanti oksido plėvelė neleidžia jam reaguoti su vandeniu, tačiau ją sunaikina rūgštys ir šarmai. Laisva oksido plėvelė (rūdys), susidaręs ant geležies paviršiaus drėgname ore, netrukdo tolesnei geležies oksidacijai.

Esant įtakai koncentruotas ant metalų susidaro rūgštys tvarus oksido plėvelė. Šis reiškinys vadinamas pasyvavimas. Taigi, koncentruotai sieros rūgšties tokie metalai kaip Be, Bi, Co, Fe, Mg ir Nb yra pasyvinami (ir tada nereaguoja su rūgštimi), o koncentruotoje azoto rūgštyje - metalai A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th ir U.

Sąveikaujant su oksiduojančiomis medžiagomis rūgštiniuose tirpaluose dauguma metalų virsta katijonais, kurių krūvį lemia stabili oksidacijos būsena šio elemento junginiuose (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ ir Fe 3+)

Metalų redukcinį aktyvumą rūgštiniame tirpale perduoda daugybė įtempių. Dauguma metalų į tirpalą perkeliami su druskos ir praskiestomis sieros rūgštimis, tačiau Cu, Ag ir Hg – tik su sieros (koncentruota) ir azoto rūgštimis, o Pt ir Au – su „regia vodka“.

Metalo korozija

Nepageidaujama cheminė metalų savybė yra aktyvus jų naikinimas (oksidacija) susilietus su vandeniu ir veikiant jame ištirpusiam deguoniui. (deguonies korozija). Pavyzdžiui, plačiai žinoma geležies gaminių korozija vandenyje, dėl kurios susidaro rūdys ir gaminiai subyra į miltelius.

Metalų korozija taip pat vyksta vandenyje dėl ištirpusių dujų CO 2 ir SO 2; susidaro rūgštinė aplinka, o H + katijonai išstumiami aktyviais metalais vandenilio H 2 pavidalu ( vandenilio korozija).

Dviejų skirtingų metalų sąlyčio sritis gali būti ypač ėsdinanti ( kontaktinė korozija). Galvaninė pora susidaro tarp vieno metalo, pavyzdžiui, Fe, ir kito metalo, pavyzdžiui, Sn arba Cu, patalpinto į vandenį. Elektronų srautas eina nuo aktyvesnio metalo, kuris yra kairėje įtampos serijoje (Re), į mažiau aktyvų metalą (Sn, Cu), o aktyvesnis metalas sunaikinamas (rūdija).

Dėl to alavuotas paviršius rūdija. skardinės(geležis padengta alavu), kai laikoma drėgnoje atmosferoje ir su ja elgiamasi neatsargiai (geležis greitai suyra net po nedidelio įbrėžimo, todėl lygintuvas gali liestis su drėgme). Atvirkščiai, geležinio kibiro cinkuotas paviršius ilgai nerūdija, nes net jei ir yra įbrėžimų, rūdija ne geležis, o cinkas (aktyvesnis metalas nei geležis).

Tam tikro metalo atsparumas korozijai padidėja, kai jis padengiamas aktyvesniu metalu arba kai jie sulydomi; Taigi, geležies padengimas chromu arba geležies ir chromo lydinys pašalina geležies koroziją. Chromuota geležis ir plienas, kurių sudėtyje yra chromo ( Nerūdijantis plienas ), pasižymi dideliu atsparumu korozijai.

elektrometalurgija, t.y. metalų gavimas lydalo (aktyviausiems metalams) arba druskų tirpalų elektrolizės būdu;

pirometalurgija, t.y., metalų išgavimas iš rūdų aukštos temperatūros(pavyzdžiui, geležies gavimas aukštakrosnės procese);

hidrometalurgija t.y. metalų atskyrimas nuo jų druskų tirpalų aktyvesniais metalais (pavyzdžiui, vario gamyba iš CuSO 4 tirpalo veikiant cinkui, geležiui ar aliuminiui).

Gamtoje kartais aptinkami vietiniai metalai (tipiški pavyzdžiai yra Ag, Au, Pt, Hg), tačiau dažniau metalai randami junginių pavidalu ( metalo rūdos). Pagal paplitimą m Žemės pluta metalai yra skirtingi: nuo labiausiai paplitusių - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) iki rečiausių - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Metalai labai skiriasi savo cheminiu aktyvumu. Cheminį metalo aktyvumą galima apytiksliai įvertinti pagal jo padėtį.

Aktyviausi metalai yra šios eilutės pradžioje (kairėje), mažiausiai aktyvūs – pabaigoje (dešinėje).
Reakcijos su paprastos medžiagos. Metalai reaguoja su nemetalais, sudarydami dvejetainius junginius. Reakcijos sąlygos, o kartais ir jų produktai, skirtingiems metalams labai skiriasi.
Pavyzdžiui, šarminiai metalai aktyviai reaguoja su deguonimi (taip pat ir ore), kai kambario temperatūra susidarant oksidams ir peroksidams

4Li + O2 = 2Li 2O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Vidutinio aktyvumo metalai kaitinami reaguoja su deguonimi. Tokiu atveju susidaro oksidai:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Mažai aktyvūs metalai (pavyzdžiui, auksas, platina) nereaguoja su deguonimi, todėl praktiškai nekeičia savo blizgesio ore.
Dauguma metalų, kaitinant sieros milteliais, sudaro atitinkamus sulfidus:

Reakcijos su sudėtingos medžiagos. Visų klasių junginiai reaguoja su metalais – oksidais (įskaitant vandenį), rūgštimis, bazėmis ir druskomis.
Aktyvūs metalai smarkiai reaguoja su vandeniu kambario temperatūroje:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.

Metalų, tokių kaip magnis ir aliuminis, paviršius yra apsaugotas tankia atitinkamo oksido plėvele. Tai apsaugo nuo reakcijos su vandeniu. Tačiau jei ši plėvelė nuimama arba sutrinka jos vientisumas, tai ir šie metalai aktyviai reaguoja. Pavyzdžiui, magnio milteliai reaguoja su karštu vandeniu:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

Esant aukštesnei temperatūrai, su vandeniu reaguoja ir mažiau aktyvūs metalai: Zn, Fe, Mil ir kt.. Tokiu atveju susidaro atitinkami oksidai. Pavyzdžiui, vandens garams leidžiant per karštas geležies drožles, įvyksta tokia reakcija:

3Fe + 4H2O = t Fe3O4 + 4H2.

Metalai, esantys aktyvumo serijoje iki vandenilio, reaguoja su rūgštimis (išskyrus HNO 3), sudarydami druskas ir vandenilį. Aktyvieji metalai (K, Na, Ca, Mg) labai smarkiai (dideliu greičiu) reaguoja su rūgščių tirpalais:

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

Mažai aktyvūs metalai dažnai praktiškai netirpsta rūgštyse. Taip yra dėl to, kad ant jų paviršiaus susidaro netirpios druskos plėvelė. Pavyzdžiui, švinas, kuris yra aktyvumo serijoje prieš vandenilį, praktiškai netirpsta praskiestoje sieros ir druskos rūgštys dėl jo paviršiuje susidariusios plėvelės netirpios druskos(PbSO 4 ir PbCl 2).

Norėdami balsuoti, turite įjungti JavaScript

Atkuriamosios savybės- tai yra pagrindinės cheminės savybės, būdingos visiems metalams. Jie pasireiškia sąveikaujant su daugybe oksiduojančių medžiagų, įskaitant oksiduojančias medžiagas iš aplinką. IN bendras vaizdas Metalo sąveika su oksidatoriais gali būti išreikšta tokia diagrama:

Aš + Oksidatorius" Aš(+X),

Kur (+X) yra teigiama Me oksidacijos būsena.

Metalo oksidacijos pavyzdžiai.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Metalo veiklos serija

Metalų redukcijos savybės skiriasi viena nuo kitos. Elektrodų potencialai E naudojami kaip kiekybinė metalų redukcijos savybių charakteristika.

Kuo metalas aktyvesnis, tuo neigiamesnis jo standartinis elektrodo potencialas E o.

Metalai, išsidėstę iš eilės, mažėjant jų oksidaciniam aktyvumui, sudaro aktyvumo eilę.

Metalo veiklos serija

Aš

Li

K

Ca

Na

Mg

Al

Mn

Zn

Kr

Fe

Ni

Sn

Pb

H 2

Cu

Ag

Au

Aš z+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg 2+

Al 3+

Mn 2+

Zn 2+

Cr 3+

Fe 2+

Ni 2+

Sn 2+

Pb 2+

H+

Cu 2+

Ag+

Au 3+

E o, B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Metalas, su daugiau neigiama reikšmė Eo, gali redukuoti metalo katijoną, turintį didesnį teigiamą elektrodo potencialą.

Metalo redukcija iš jo druskos tirpalo kitu metalu, turinčiu didesnį redukcinį aktyvumą, vadinamas cementavimu. Cementavimas naudojamas metalurgijos technologijose.

Visų pirma, Cd gaunamas redukuojant jį iš druskos tirpalo su cinku.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Metalų sąveika su deguonimi

Deguonis yra stiprus oksidatorius. Jis gali oksiduoti daugumą metalų, išskyrusAuIrPt . Metalai, veikiami oru, liečiasi su deguonimi, todėl tiriant metalų chemiją visada atkreipiamas dėmesys į metalo sąveikos su deguonimi ypatumus.

Visi žino, kad geležis drėgname ore pasidengia rūdimis – hidratuotu geležies oksidu. Tačiau daugelis kompaktiškų metalų ne per aukštoje temperatūroje yra atsparūs oksidacijai, nes ant jų paviršiaus susidaro plonos apsauginės plėvelės. Šios oksidacijos produktų plėvelės neleidžia oksiduojančiam agentui liestis su metalu. Reiškinys, kai metalo paviršiuje susidaro apsauginiai sluoksniai, kurie neleidžia metalui oksiduotis, vadinamas metalo pasyvavimu.

Temperatūros padidėjimas skatina metalų oksidaciją deguonimi. Smulkiai susmulkintų metalų aktyvumas didėja. Dauguma miltelių pavidalo metalų dega deguonimi.

s-metalai

Parodykite didžiausią mažinimo veikląs- metalai. Metalai Na, K, Rb Cs gali užsidegti ore, jie laikomi sandariuose induose arba po žibalo sluoksniu. Be ir Mg pasyvinami žemoje oro temperatūroje. Tačiau užsidegus Mg juosta dega akinančia liepsna.

MetalaiIIA pogrupiai ir Li, sąveikaudami su deguonimi, sudaro oksidus.

2Ca + O2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

Šarminiai metalai, išskyrusLi, sąveikaudami su deguonimi jie sudaro ne oksidus, o peroksidusAš 2 O 2 ir superoksidaiMeO 2 .

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

p-metalai

Metalai, priklausantysp- blokas pasyvinamas ore.

Kai dega deguonyje

• IIIA pogrupio metalai sudaro tipo oksidus Aš 2 O 3,
• Sn oksiduojasi iki SnO 2 , o Pb – iki PbO
• Bi eina į Bi2O3.

d-metalai

Visid-4 periodo metalai oksiduojami deguonimi. Sc, Mn, Fe yra lengviausiai oksiduojami. Ypač atsparūs korozijai yra Ti, V, Cr.

Deginant deguonimi iš visųd

Deginant deguonimi iš visųd-4-ojo periodo elementai tik skandis, titanas ir vanadis sudaro oksidus, kuriuose Me randama aukščiausias laipsnis oksidacija lygi grupei Nr. Likęs periodas 4 d-metalai, degdami deguonyje, sudaro oksidus, kuriuose Me yra tarpinės, bet stabilios oksidacijos būsenos.

Oksidų, susidarančių 4 periodo d-metalams degant deguonyje, tipai:

• MeO formos Zn, Cu, Ni, Co. (esant T>1000°C Cu sudaro Cu 2 O),
• Aš 2 O 3, formos Cr, Fe ir Sc,
• MeO 2 - Mn ir Ti,
• V formos didesnis oksidas -V 2 O 5 .

d-5 ir 6 laikotarpių metalai, išskyrus Y, La, atsparesnis oksidacijai nei visi kiti metalai. Nereaguoja su deguonimi Au, Pt .

Deginant deguonimid-5 ir 6 periodų metalai, kaip taisyklė, sudaro aukštesnius oksidus, išimtis yra metalai Ag, Pd, Rh, Ru.

Oksidų, susidarančių 5 ir 6 periodų d-metalų deginant deguonimi, tipai:

• Aš 2 O 3- forma Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Ir:
• Aš 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Mo, W
• Aš 2 O 7- Tc, Re
• MeO 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Aš 2 O- Ag;

Metalų sąveika su rūgštimis

Rūgščių tirpaluose vandenilio katijonas yra oksidatorius. H+ katijonas gali oksiduoti metalus aktyvumo serijoje iki vandenilio, t.y. turintys neigiamus elektrodų potencialus.

Daugelis metalų, oksiduodamiesi, rūgštiniuose vandeniniuose tirpaluose virsta katijonaisAš z + .

Daugelio rūgščių anijonai gali turėti oksidacines savybes, kurios yra stipresnės nei H +. Tokie oksidatoriai apima anijonus ir dažniausiai pasitaikančias rūgštis H 2 TAIP 4 IrHNO 3 .

NO 3 - anijonai pasižymi oksidacinėmis savybėmis esant bet kokiai koncentracijai tirpale, tačiau redukcijos produktai priklauso nuo rūgšties koncentracijos ir oksiduojamo metalo pobūdžio.

SO 4 2- anijonai pasižymi oksidacinėmis savybėmis tik koncentruotame H 2 SO 4.

Oksidatorių redukcijos produktai: H + , NO 3 - , TAIP 4 2 -

2Н + + 2е - =H 2

TAIP 4 2- iš koncentruoto H2SO4 TAIP 4 2- + 2e - + 4 H + = TAIP 2 + 2 H 2 O

(taip pat galimas S, H2S susidarymas)

NO 3 – iš koncentruoto HNO 3 NO 3 - + e - + 2H+ = NO 2 + H 2 O
NO 3 – iš praskiesto HNO 3 NO 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

(taip pat galimas N 2 O, N 2, NH 4 + susidarymas)

Metalų ir rūgščių reakcijų pavyzdžiai

Zn + H 2 SO 4 (praskiestas) " ZnSO 4 + H 2

8Al + 15H 2SO 4 (k.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

3Ni + 8HNO 3 (dil.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 4HNO 3 (k.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Metalo oksidacijos produktai rūgštiniuose tirpaluose

Šarminiai metalai sudaro Me+ tipo katijoną, antros grupės s-metalai – katijonus Aš 2+.

Ištirpę rūgštyse, p-bloko metalai sudaro lentelėje nurodytus katijonus.

Metalai Pb ir Bi yra ištirpę tik azoto rūgštyje.

Aš	Al	Ga	Į	Tl	Sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga 3+	3+	Tl+	Sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo, B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Visi 4 periodų d-metalai, išskyrus Cu , gali būti oksiduojamas jonaisH+ rūgštiniuose tirpaluose.

Katijonų, sudarytų iš 4 periodo d-metalų, tipai:

• Aš 2+(sudaryti d-metalus nuo Mn iki Cu)
• Aš 3+ ( sudaro Sc, Ti, V, Cr ir Fe azoto rūgštyje).
• Ti ir V taip pat sudaro katijonus MeO 2+

d-5 ir 6 periodų elementai yra atsparesni oksidacijai nei 4 periodaid- metalai.

Rūgščiuose tirpaluose H + gali oksiduotis: Y, La, Cd.

HNO 3 gali ištirpti: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re ištirpsta karštame HNO 3.

Karštame H 2 SO 4 ištirpsta: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metalai: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W dažniausiai ištirpinami HNO 3 + HF mišinyje.

Vandenyje (HNO 3 + HCl mišinys) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au ir Os gali būti sunkiai ištirpsta). Priežastis, dėl kurios metalai ištirpsta vandenyse arba HNO 3 + HF mišinyje, yra sudėtingų junginių susidarymas.

Pavyzdys. Aukso ištirpimas Aqua Regia tampa įmanomas dėl to, kad susidaro kompleksas -

Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O

Metalų sąveika su vandeniu

Vandens oksidacinės savybės atsiranda dėl H(+1).

2H 2 O + 2e -" N 2 + 2OH -

Kadangi H + koncentracija vandenyje yra maža, jo oksidacinės savybės yra žemos. Metalai gali ištirpti vandenyje E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Visis- metalai, išskyrus Būk ir Mg lengvai ištirpsta vandenyje.

2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 OI -

Na stipriai reaguoja su vandeniu, išskirdama šilumą. Išsiskyręs H2 gali užsidegti.

2H2 +O2 =2H2O

Mg tirpsta tik verdančiame vandenyje, Be yra apsaugotas nuo oksidacijos inertiniu netirpiu oksidu

P-bloko metalai yra mažiau galingi reduktoriai neis.

Tarp p-metalų redukcinis aktyvumas yra didesnis IIIA pogrupio metaluose, Sn ir Pb yra silpni reduktoriai, Bi turi Eo > 0.

p-metalai normaliomis sąlygomis netirpsta vandenyje. Kai apsauginis oksidas ištirpinamas nuo paviršiaus šarminiuose tirpaluose su vandeniu, Al, Ga ir Sn oksiduojasi.

Tarp d-metalų juos oksiduoja vanduo kai Sc ir Mn, La, Y Geležis reaguoja su vandens garais.

Metalų sąveika su šarmų tirpalais

Šarminiuose tirpaluose vanduo veikia kaip oksidatorius..

2H 2O + 2e - =H 2 + 2OH - Eo = -0,826 B (pH = 14)

Vandens oksidacinės savybės mažėja didėjant pH, dėl H + koncentracijos mažėjimo. Nepaisant to, kai kurie vandenyje netirpstantys metalai ištirpsta šarminiuose tirpaluose, pavyzdžiui, Al, Zn ir kai kurie kiti. Pagrindinė priežastis Tokių metalų tirpimas šarminiuose tirpaluose yra toks, kad šių metalų oksidai ir hidroksidai pasižymi amfoteriškumu, ištirpsta šarmuose, pašalindami barjerą tarp oksidatoriaus ir redukcijos agento.

Pavyzdys. Al ištirpinimas NaOH tirpale.

2Al + 3H2O + 2NaOH + 3H2O = 2Na + 3H2