Экзамен по химии металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}3p^{0}3d^{0}$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

• $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
• $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

• $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
• $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);

б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существуют классификации металлов по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью называют благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги — осмий, иридий, рутений, палладий, родий).

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, радий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды).

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях ($t=25°С, р=1 атм$):

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе $Na$ — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов $Li^+$ значительно больше, чем энергия гидратации $Na^+$, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, не образуются при прямом окислении металла кислородом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы $Na, K$ активно реагируют с кислородом воздуха, образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими металлами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислородом воздуха, взаимодействуют с ним менее активно или при нагревании:

2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:

3. С водородом самые активные металлы образуют гидриды — ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления $–1$, например:

Многие переходные металлы образуют с водородом гидриды особого типа — происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между атомами и ионами, при этом металл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объеме. Поглощенный водород находится в металле, по-видимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.

4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:

5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления $+1$. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — $Li$) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды $NaOH, KOH$ — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.

Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $+2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $+2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. $MgO$ и $Mg(OH)_2$ проявляют основные свойства. Хотя $Mg(OH)_2$ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. $BaSO_4$ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°*{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Химические свойства меди

Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.

Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

$Cu+2H_2SO{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;

$Cu+4HNO*{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:

$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):

$ZnSO_4+2NaOH={Zn(OH)_2}↙{белый}↓+Na_2SO_4$,

$Zn(OH)*2+2NaOH={Na_2[Zn(OH)4]}↙{тетрагидроксоцинкат натрия}$

Химические свойства хрома

На примере хрома ($Cr$) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально: происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома $+6$. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

$Cr+2H^{+}=Cr^{2+}+H{2}↑$.

При добавлении раствора щелочи к такому раствору образуется осадок $Me(OH)2$, который быстро окисляется кислородом воздуха:

$4Cr(OH)2+O_2+2H_2O=4Cr(OH)3$.

Ему соответствует амфотерный оксид $Cr_2O_3$. Оксид и гидроксид хрома (в высшей степени окисления) проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты ($H_2CrO_4$) в кислой среде превращаются в дихроматы — соли дихромовой кислоты ($H_2Cr_2O_7$). Окисление сопровождается изменением окраски, т.к. соли хроматы желтого цвета, а дихроматы — оранжевого.

$2CrO_4^{2-}+H^{+}⇄Cr_2O_7^{2-}+H_2O$

Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

*

Химия металлов

Пособие

для подготовки
к экзамену по химии

(Второй семестр
1-го курса)

Авторы:

Тер-Акопян Марина
Норайровна

Соколова Юлия
Васильевна

Богословский
Станислав Юрьевич

Болотина Ольга
Алексеевна

Попович Анатолий
Сергеевич

Титов Лев Георгиевич

Курдюмов Георгий
Михайлович

В пособии
рассмотрены шесть экзаменационных
билетов с подробным решением – это
билеты 1А – 6A
и шесть билетов для самостоятельного
решения: 1Б – 6Б, ответы к которым
приведены в конце пособия. В приложении
дана таблица стандартных электродных
потенциалов.

СОДЕРЖАНИЕ

Билеты 1А и
1Б……………………………………3

Билеты 2А и
2Б…………………………………….10

Билеты 3А и
3Б…………………………………….18

Билеты 4А и
4Б……………………………………25

Билеты 5А и
5Б……………………………………32

Билеты 6А и 6Б

(для компьютерного
экзамена)…………….………….40

Ответы……………………………………………..49

Приложение………………………………………..52

Билет 1А

Задача
1

Используя
табличные данные, в ряду металлов:
серебро, кадмий, марганец, свинец –
выберите такие, которые невозможно
растворить в 1М растворе нитрата
никеля (II).

Решение

Окисление металла
ионами никеля по реакции M
+ Ni²⁺

M^Z+
+ Ni
возможно, если выполняется условие,
что потенциал восстановителя, т. е.
потенциал перехода металла в окисленную
форму, ниже потенциала окислителя, в
данном случае потенциала.
Выпишем значения потенциаловдля всех указанных металлов и расположим
их в ряд в порядке возрастания:

Условие
выполняется для марганца и кадмия,
соответственно, эти металлы будут
растворяться в растворе нитрата никеля,
а свинец и серебро – нет.

Задача 2

Определите
предельное значение изотонического
коэффициента Вант-Гоффа в растворе
железоаммонийных квасцов.

Решение

Квасцами
называют твердые растворимые в воде
вещества состава M^IM^III(SO₄)₂12H₂O,
где M^I
– K,
Na,
NH₄⁺
и др., а M^III
– Al,
Cr,
Fe
и др. Квасцы – сильные электролиты,
диссоциируют по типу двойных солей.
Так, железоаммонийные квасцы диссоциируют
по уравнению

NH₄
Fe (SO₄)₂12H₂O

NH₄⁺
+ Fe³⁺
+ 2SO₄^2–
+ 12H₂O.

Напомним,
что изотонический коэффициент Вант-Гоффа
i отражает увеличение
числа частиц растворённого вещества
по сравнению с исходным числом молекул.
Максимальное значениеi
достигается при степени диссоциации
100 % и равно числу ионов, образующихся
при диссоциации одной молекулы вещества.
В данном случае при диссоциации образуется
один ион аммония, один ион железа и два
сульфат-иона, т.е.i = 4.

Задача 3

Энтальпия
образования оксида ртути (II)
составляет –90,6 кДж/моль.
Рассчитайте изменение энтальпии
при термическом разложении 163 г
оксида ртути (II).

Решение

Энтальпия
образования HgO(D_fH°_HgO)
является энтальпией следующей реакции:

Hg_(ж)+O_2
(г)=HgO_(т),DH°
= –90,6 кДж.

Нас
интересует энтальпия процесса разложения
этого оксида, т.е. реакции, обратной
первой:

HgO_(т)=Hg_(ж)+O_2
(г).

Согласно
следствию из закона Гесса энтальпия
обратной реакции равна по величине и
противоположна по знаку энтальпии
прямой реакции, т.е. энтальпия распада
одного моля HgOравна
90,6 кДж. Определим
количество веществаHgOв
163 г:

 моль.

Энтальпия
разложения 0,751 моль HgOпредставляет собой произведение:

68 кДж.

(Отметим,
что 68 кДж – это энтальпия
реакции:

0,751 HgO_(т)= = 0,751Hg_(ж)+ 0,376O_2
(г).)

Задача 4

Составьте
уравнение реакции оксида серебра (I)
с раствором гидрата аммиака. Рассчитайте
объём 3 н. раствора
гидрата аммиака (мл), необходимого для
растворения 58 г оксида
серебра.

Решение

Взаимодействие
оксида серебра (I)
с раствором гидрата аммиака идёт по
уравнению

Ag₂O
+ 4NH₃H₂O
= 2[Ag(NH₃)₂]OH
+ 3H₂O.

1 моль 4 моль

Определяем
количество вещества Ag₂Oв 58 г:

 моль.

Составим пропорцию:

Отсюда x= 1 моль
(NH₃H₂O).

Определим,
в каком объёме 3 н. раствора содержится
1 моль гидрата аммиака.

Молярная
концентрация раствора гидрата аммиака
совпадает с нормальностью (так как это
однокислотное основание), т.е. c
= 3 моль/л.

Составим пропорцию:

Находим x = 333 мл.

Задача 5

При
обработке 10 г смеси
кадмия и цинка разбавленной серной
кислотой образовалось 3 л
(н. у.) газа. Определите процентный состав
смеси.

Решение

В
данном случае оба металла – и кадмий,
и цинк, имея отрицательный электродный
потенциал, реагируют с разбавленной
серной кислотой с выделением водорода:

Cd + H₂SO₄
= Cd SO₄
+ H₂

1 моль 1 моль

Zn + H₂SO₄
= Zn SO₄
+ H₂

Пусть
x– масса (г) кадмия в
смеси, тогда масса цинка: 10 – x.

Количество
вещества металла равно
,
т.е.

;

.

В
соответствии с уравнениями реакций при
взаимодействии одного моля металла
образуется один моль водорода, поэтому
количество вещества водорода, выделившегося
в первой реакции:

,

а
выделившегося во второй реакции:

.

Суммарное
количество вещества водорода

.

Учитывая,
что
,
составим уравнение и решим его:

;

;

;

.

Мы
нашли, что в 10 г смеси
содержится 3,07 г кадмия.

Процентное
содержание кадмия _Cd==
30,7 %,

а
цинка: _Zn= 100 % – 30,7 % = 69,3 %.

Задача 6

Найдите мольную долю перманганата калия
в насыщенном при 30 Cрастворе, если растворимость при
указанной температуре составляет 8,3 г
соли в 100 г воды.

Решение

Растворимость
– это концентрация насыщенного раствора.
Растворимость большинства веществ
резко меняется с температурой, поэтому
в условии задачи указана конкретная
температура. (Отметим, что не всякое
число, указанное в условии, нужно
задействовать в расчётах.)

Мольная
доля перманганата калия:

,

моль;

моль;

0,00935
(0,94 %).

Задача 7

Составьте
уравнение высокотемпературной реакции
оксида хрома (III)
с расплавом едкого натра и нитрата
натрия. Укажите эквивалент восстановителя
в этой реакции.

Решение

При
окислительном щелочном плавлении хром
переходит в высшую степень окисления,
образуя хромат, а нитрат восстанавливается
до нитрита. Запишем уравнение реакции
и подберём коэффициенты методом
электронного баланса.

Cr₂O₃+ 3NaNO₃+ 4NaOH= 2Na₂CrO₄+ 3NaNO₂+ 2H₂O

Восстановителем является оксид
хрома (III).
В молекулеCr₂O₃
два атома хрома и каждый из них отдаёт
три электрона, т.е. вся молекула отдаёт
шесть электронов. В соответствии с этим
вычислим эквивалент:

25,3.

Задача 8

Составьте
сокращённое ионное уравнение реакции
диоксида ванадия с водным раствором
едкого натра. Укажите сумму коэффициентов
уравнения.

Решение

Диоксид
ванадия – амфотерный гидроксид,
реагирующий и с кислотами, и со щелочами,
при этом в реакции с водным раствором
щелочи образуется, преимущественно,
тетраванадит – соль тетраванадистой
кислоты. Уравнение реакции в молекулярной
форме:

4VO₂+ 2NaOH=Na₂V₄O₉
+H₂O.

Напомним,
что при переходе к ионной форме уравнения
формулы всех растворимых веществ,
являющихся сильными электролитами,
записывают в виде ионов, а слабых
электролитов и малорастворимых веществ
– в виде молекул. Уравнение в полной
ионной форме:

4VO₂
+ 2Na⁺
+ 2OH^–
= 2Na⁺
+ V₄O₉^2–
+ H₂O.

В
сокращённой ионной форме:

4VO₂
+ 2OH^–
= V₄O₉^2–
+ H₂O.

Сумма
коэффициентов этого уравнения равна
8.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Пройти тестирование по 10 заданиям
Пройти тестирование по всем заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

Контрольная
работа по теме

«
Металлы»

вариант
№1

1. Какой из
металлов является щелочноземельным:

a)  Mg,    

 b) Ba,          

  c) Fe.

2. Какой гидроксид
образует Li:

a) LiOH,         

 b) Li(OH)₂,       

 c) Li₂O.

3. Какую степень
окисления не может проявлять Fe:

а)
+3,              

 b) +2,               

 с) +1.

4. С каким из 
металлов не будет взаимодействовать сульфат цинка в растворе:

а)Mg                

 b)Al                 

 c)Pb.

5. Чему равна сумма
коэффициентов в уравнении:

                          V₂O₅
+ Al à  V + Al₂O₃

a) 24,                

b)20             

c) 14.

6. Каким ионом 
можно определить в растворе катион алюминия:

a) SO₄^2-            

 b) OH^—              

c) NO₃^—

7. Какая реакция
невозможна:

a)     
6НCl +2Al à
3H₂ + 2AlCl₃

b)     
MgO + CO₂ à MgCO₃

c)     
Cu  + 2HClà  CuCl₂ 
+ H₂

Задания
с открытым ответом

8. Осуществить
превращения: магний à оксид магния à нитрат магния à карбонат магнияà сульфат магния à сульфат бария. Для последней реакции составить уравнение в
молекулярном и ионном виде.

9. Сколько грамм
натрия можно получить из 12,87 г поваренной соли NaCl,
содержащей 10% примесей?

10. Составить
электронный баланс, расставить коэффициенты:

                 
Al + HNO₃ à Al(NO₃)₃ + NO + H₂O

Контрольная
работа по теме

«
Металлы»

вариант
2

1. Какой из
перечисленных металлов является щелочным?

a)     
Ca   

b)     
Na

c)     
Ag

2. Какой оксид
образует барий?

a)     
Ba₂O

b)     
BaO₂

c)     
BaO

3. Какое вещество
образуется при горении железа?

a)     
Fe₃O₄

b)     
FeO

c)     
Fe₂O₃

4. Какой из
металлов не взаимодействует с раствором соляной кислоты?

a)     
Mg

b)     
Ca

c)     
Ag

5. Сумма
коэффициентов в уравнении  Fe₂O₃ + C à
Fe + CO  равна:

a)     
7

b)     
8

c)     
9

6. Какая из реакций
невозможна?

a)     
Ag + MgSO₄ à
Ag₂SO₄ + Mg

b)     
Ba + H₂O à
Ba(OH)₂ + H₂

c)     
Zn + CuCl₂à
ZnCl₂ + Cu

7. Каким ионом
можно определить в растворе ион кальция:

a)     
СО₃^2-

b)     
С1^—

c)     
 ОН^—

Задания
с открытым ответом

8. Осуществить
превращения: натрийà пероксид натрия Na₂O₂à оксид натрия à гидроксид натрия à хлорид натрия à хлорид серебра. Для последней реакции составить уравнение в
молекулярном и ионном виде.

9. Сколько грамм
алюминия можно получить из 10.2 г руды, содержащей 40% оксида алюминия?

10. Составить
электронный баланс, расставить коэффициенты:

              Mg + H₂SO₄à  MgSO₄+ H₂S + H₂O

Контрольная
работа по теме

«
Металлы»

вариант
№3

1. Какой из
металлов является элементом побочной подгруппы:

a)  Mg,    

 b) Ba,          

  c) Fe.

2. Какой хлорид
получается при взаимодействии железа с соляной кислотой:

a)     
FeCl₂

b)     
FeCl₃

c)     
FeCl₈

3. Какой оксид
образует алюминий?

a)     
AlO

b)     
Al₂O₃

c)     
AlO₂

4.  Чему равна сумма
коэффициентов в уравнении:

                         
PbO + Al à  Pb + Al₂O₃

a)     
7

b)     
8

c)     
9

5. С каким из 
металлов не будет взаимодействовать сульфат железа( II) в
растворе:

 а)Mg                

  b)Zn                

  c)Pb.

6. Какая из реакций
невозможна?

a)     
Mg + Ag₂SO4 à
Mg SO₄ + 2Ag

b)     
Ba + KClà BaCl₂+
K

c)     
Zn + CuCl₂à
ZnCl₂ + Cu

7. Каким ионом
можно определить в растворе ион Fe²⁺:

a)     
С1^—

b)     
 ОН^—       

c)     
 NO₃ ^—

Задания
с открытым ответом

8. Осуществить
превращения: барийà оксид барияà гидроксид бария  à хлорид  бария  à карбонат барияàнитрат бария. Для последней реакции составить уравнение в молекулярном
и ионном виде.

9. Сколько грамм
меди можно получить из 10 г руды, содержащей 20% оксида меди (2)?

10. Составить
электронный баланс, расставить коэффициенты:

              Zn + H₂SO₄à  ZnSO₄+ S + H₂O

Критерии
оценки:

Ключи

 За каждое
правильное задание  №№1-7 – 1 балл. Всего  — 7 баллов

8 задание – 6 баллов – по 1 за каждое молекулярное уравнение и 1 балл за
полное и сокращенное ионные уравнения

9 задание – 3
балла –

1 балл за составленное уравнение реакции или схему превращения с учетом молей
участвующих веществ

1 балл – за расчет  массы и количества вещества чистого вещества

1 балл – за расчет по химическому уравнению

10 задание – 3
балла

1- составление
электронного баланса

2 – определение
окислителя и восстановителя

3 – коэффициенты
в уравнении

Итого: 19 баллов

Оценка 5 – 17-19
баллов

Оценка 4 – 12-16
баллов

Оценка 3 – 10-15
баллов

Литература:

1.     
Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учебник для
общеобразовательных учреждений  —  М. Дрофа, 2010.

2.     
Габриелян О.С. Химия 9 класс. Контрольные и
проверочные работы – М. Дрофа, 2012

3.     
Доронькин Д.Ю. , А.А.Каверина, О.Ю.
Гончарук. Государственная итоговая аттестация выпускников 9 класов в новой
форме. Химия. 2012 – ФИПИ – М.: Инеллект-Центр»,2012

                                                                  Тест

                                                 по теме «Металлы».

МОУ «Средняя школа I—III ступеней  №59 г. Макеевки».

ФИО учителя Замурий Ирина Владимировна.

Предмет:  химия.

Класс 9.

Учебно-методическое обеспечение: УМК «Химия.9 класс» Г.Е. Рудзитис, Ф.Г.Фельдман,  Москва, «Просвещение», 2016.

Тема: Общая характеристика элементов – металлов, их физические и химические свойства.

Цель: получить объективную информацию по усвоению учащимися знаний, умений и навыков при изучении данной темы, выяснить затруднения с которыми столкнулись учащиеся при выполнении тестов, скорректировать изучение дальнейшего материала по теме «Металлы».

Инструкция к выполнению тестового задания.

Описание задания в виде теста.

Тестовое задание состоит из 3 частей.

 В I часть включены задания с выбором одного ответа.

 Во II части содержатся задания с выбором нескольких ответов.

 В III части содержатся задания на соответствие.

Система оценивания.

Каждое задание I части оценивается в 1 балл и включает 10 заданий. Максимальное количество баллов 10.

Во II части содержатся 5 заданий, в каждом задании 2 правильных ответа, каждое из них оценивается в 1 балл. Следовательно, каждое задание 2 балла. Максимальное количество баллов за вторую часть 10.

В III части  в каждом задании каждая  правильная пара оценивается в 1 балл. Каждое задание оценивается в 3 балла. Всего заданий 5. Максимальное количество баллов 15.

Вся работа оценивается в 35 баллов. Время выполнения 20 минут.

Критерии оценивания.

I вариант.

I часть. Задания с выбором одного ответа.                                                                   

1. Для металлов характерен вид связи:

а) ионная;

б) ковалентная;

в) металлическая.

2. В образовании металлической кристаллической решетки принимают участие:

а) ионы металлов;

б) атомы  и ионы металлов;

в) атомы, ионы металлов и свободные электроны.

3) Более ярко выраженными свойствами обладает:

а) калий;

б) натрий;

в) кальций.

4. Переменной степенью окисления обладает металл:

а) железо;

б) алюминий;

в) магний.

5. Наиболее тугоплавкий металл:

а) медь;

б) вольфрам;

в) молибден.

6. С кислородом при обычных условиях не реагирует:

а) калий;

б) медь;

в) кальций.

7. При взаимодействии натрия с водой образуется:

а) оксид натрия;

б) гидроксид натрия;

в) гидрид натрия.

8. С соляной кислотой не будет реагировать:

а) железо;

б) алюминий;

в) ртуть.

9. Легче всего вытесняет водород:

а) магний;

б) калий;

в) алюминий.

10. Сумма коэффициентов при взаимодействии алюминия с соляной кислотой равна:

а) 12;

б) 13;

в) 14.

II часть. Задания с выбором нескольких ответов.

1. Металлическую и ионную связь может образовывать:

a) бром;

б) свинец;

в) сера;

г) медь.

2. В современном авиастроении  используют такие физические свойства алюминия:

а) легкость;

б) коррозийная стойкость и прочность;

в) хрупкость;

г) электропроводность

3. С разбавленной серной кислотой будет взаимодействовать:

а) серебро;

б) алюминий;

в) медь;

г) цинк.

4. Из предложенных реакций возможны реакции:

а)  Cu + H₂O =

б) Mg + NaCl =

в) К + S =

г) Са  + H₂O =

5. Химические реакции произойдут между парами веществ:

a) Cu и HCl;

б) Fe и Cu Cl₂;

в) Au и H₂O;

г) Al и O_2.

III часть. Задания на соответствие.

1. Установите соответствие между характеристикой и свойствами для калия и кальция:

1. относительная атомная масса                        А. общие

2. число энергетических уровней                     Б. различные

3. количество электронов на внешнем

   энергетическом уровне.

2. Установите соответствие между металлами и физическими свойствами:

А. алюминий                      1. активный, мягкий

Б. натрий                             2. серебристо — белый

В. медь                                3. желтый, пластичный.

3. Установите соответствие:

металлы                                реакция с водой

А. медь                                 1. реакция идет бурно.

Б. литий                                2. реакция идет при нагревании.

В. никель                              3. реакция не идет.

4. Установите соответствие:

металл                                  реакция с кислотой

А. золото                             1. реакция происходит только с

                                                 концентрированными азотной

                                                 серной кислотами

Б. медь                                 2. выделяется водород из разбавленных кислот

В. кальций                           3. реакция не идет.

5. Установите соответствие  между реагентами и продуктами реакции

A. Zn + H₂SO₄                       1. ZnS + H₂O

Б. K + H₂O                             2. K₂О + Н₂

В. Mg + CuCl₂                        3. ZnSO₄ + H₂

                                                4. KOH + H₂

                                                5. MgCl₂ + Cu  

II вариант.                                         

I часть. Задания с выбором одного ответа.                                                                   

1.Для металлов характерен вид кристаллической решетки:

а) атомная;

б) металлическая;

в) ионная.

2. В образовании металлической связи принимают участие:

а) ионы металлов;

б) атомы  и ионы металлов;

в) атомы, ионы металлов и свободные электроны.

3) Более ярко выраженными свойствами обладает:

а) магний;

б) натрий;

в) алюминий.

4. Постоянной степенью окисления обладает металл:

а) железо;

б) алюминий;

в) медь.

5. Наиболее легкий металл:

а) свинец;

б) цинк;

в) натрий.

6. С водой не реагирует:

а) калий;

б) медь;

в) кальций.

7. При взаимодействии натрия с серной кислотой образуется:

а) сульфид натрия;

б) сульфат натрия;

в) сульфит натрия.

8. С кислородом при нагревании будет реагировать:

а) медь;

б) золото;

в) литий.

9. Не вытесняет водород из соляной кислоты

а) серебро;

б) магний;

в) цинк.

10. Сумма коэффициентов при взаимодействии натрия с соляной кислотой равна:

а) 7;

б) 10;

в) 9.

II часть. Задания с выбором нескольких ответов.

1. Металлическую и ионную связь может образовывать:

a) хлор;

б) железо;

в) селен;

г) медь.

2. В электротехнике  используют такие физические свойства алюминия и меди:

а) легкость;

б) пластичность;

в) хрупкость;

г) электропроводность.

3. С соляной кислотой будет реагировать:

а) магний;

б) ртуть;

в) медь;

г) цинк.

4. Из предложенных реакций невозможны реакции:

а)  Cu + H₂O =

б) Mg + NaCl =

в) К + S =

г) Са  + H₂O =

5. Химические реакции произойдут между парами веществ:

a) Cu и Н₂О;

б) Mg и ZnCl₂;

в) Au и HCl;

г) Mg и O_2.

III часть. Задания на соответствие.

1. Установите соответствие между характеристикой и свойствами для лития и натрия:

1. относительная атомная масса                        А. общие

2. число энергетических уровней                      Б. различные

3. количество электронов на внешнем

   энергетическом уровне.

2. Установите соответствие между металлами и физическими свойствами:

А. железо                          1. активный, мягкий

Б. калий                             2. серебристо – белый, пластичный

В. золото                            3. желтый, пластичный.

3. Установите соответствие:

металлы                               реакция с водой

А. золото                              1. реакция идет бурно.

Б. натрий                              2. реакция идет при нагревании.

В. цинк                                 3. реакция не идет.

4. Установите соответствие:

металл                                  реакция с кислотой

А. платина                            1. реакция происходит только с

                                                 концентрированными азотной

                                                 серной кислотами

Б. ртуть                                 2. выделяется водород из разбавленных кислот

В. магний                              3. реакция не идет.

5. Установите соответствие  между реагентами и продуктами реакции

A. Zn + H₂O                           1. Zn(ОН)₂ + H₂

Б. K + H₂SO₄                          2. ZnО + Н₂

В. Mg + O₂                              3. K₂SO4 + H₂

                                                4. K₂S + H₂O

                                                5. MgO 

                                                 Ответы.

I вариант.                                                    

I часть.                                                        

1 в; 2 в; 3 а; 4 a; 5 б; 6 б; 7б; 8 в; 9 б; 10 б.

II часть.

1 б, г; 2 а, б; 3 б, г; 4 в, г; 5 б, г.

III часть.

1. А 2, Б 1, Б 3.

2. А 2. Б 1, В 3.

3. А 3, Б 1, В 2.

4. А 3, Б 1, В 2.

5. А 3, Б 4, В 5.

II вариант.                                         

I часть.

1 б; 2 в; 3 б; 4 б; 5 в; 6 б; 7 б; 8 а; 9 а; 10 а.

II часть.

1 б, г; 2 б, г; 3 а, г; 4 а, б; 5 б, г.

III часть.

1. А 3, Б 1, Б 2.

2. А 2. Б 1, В 3.

3. А 3, Б 1, В 2.

4. А 3, Б 2, В 1.

5. А 2, Б 3, В 5.

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером (выделены розовым цветом).

Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.

По своей химической природе

металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.

Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа энергетических уровней). Это приводит к уменьшению электроотрицательности (способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств (способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).

Типичными

металлами являются s-элементы (элементы ИА-группы от Li до Fr. элементы ПА-группы от Мг до Ра). Общая электронная формула их атомов ns

^1-2

. Для них характерны степени окисления + I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К

⁺

Вг

^—

, Сa

²⁺

О

^2-.

Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например Мg

²⁺

(OН

^—

)

₂

, (Li

⁺

)2СO

₃


^2-.

Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Ве-Аи-Ге-Сб-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Га, In, Ти, Sn, Рб, Ви) не проявляют типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов

ns



²



np



^0-4


предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры — соединения Тl

^III

, Рb

^IV

, Вi

^v

). Подобное химическое поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).

Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично). Например, металл галлий состоит из молекул Ga

₂

, в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути (II) АиСи

₃

и НgСl

₂

содержат сильно ковалентные связи, но в растворе АиСи

₃

диссоциирует почти полностью, а НгСи

₂

— в очень малой степени (да и то на ионы НгСи

⁺

и Сl

^—

).

Общие физические свойства металлов

Благодаря  наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:

1)

Пластичность

— способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2)

Металлический блеск

и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3)

Электропроводность

. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов.  При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение «электронного газа».

4)

Теплопроводность.

Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.

5)

Твердость.

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

6)

Плотность.

Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее  5 г/см3 считаются «легкими металлами».

7)

Температуры плавления и кипения.

Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me

⁰

– nē →  Me

<sup>n


+</sup>

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

I. Реакции металлов с неметаллами

1)     С кислородом:

2Mg + O

₂

→  2MgO

2)     С серой:

Hg + S →  HgS

3)     С галогенами:

Ni + Cl

₂

–

^t°

→   NiCl

₂

4)     С азотом:

3Ca + N

₂

–

^t°

→   Ca

₃

N

₂

5)     С фосфором:

3Ca + 2P  –

^t°

→   Ca

₃

P

₂

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

2Li + H

₂

→  2LiH

Ca + H

₂

→  CaH

₂

II. Реакции металлов с кислотами

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

Mg + 2HCl →   MgCl

₂

+ H

₂

2Al+ 6HCl →  2AlCl

₃

+ 3H

₂

6Na + 2H

₃

PO

₄

→  2Na

₃

PO

₄

+ 3H

₂

­

2) С кислотами-окислителями:

При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами

водород никогда не выделяется!

Zn + 2H

₂

SO

_4(К)

→ ZnSO

₄

+ SO

₂

+ 2H

₂

O

4Zn + 5H

₂

SO

_4(К)

→ 4ZnSO

₄

+ H

₂

S + 4H

₂

O

3Zn + 4H

₂

SO

_4(К)

→ 3ZnSO

₄

+ S + 4H

₂

O

2H

₂

SO

_4(к)

+ Сu → Сu SO

₄

+ SO

₂

+ 2H

₂

O

10HNO

₃

+ 4Mg → 4Mg(NO

₃

)

₂

+ NH

₄

NO

₃

+ 3H

₂

O

4HNO

<sub>3


(к


)</sub>

+ Сu → Сu (NO

₃

)

₂

+ 2NO

₂

+ 2H

₂

O

III. Взаимодействие металлов с водой

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

2Na + 2H

₂

O →  2NaOH + H

₂

Ca+ 2H

₂

O →  Ca(OH)

₂

+ H

₂

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

Zn + H

₂

O  –

^t°

→   ZnO + H

₂

­

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

IV.    Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu + HgCl

₂

→  Hg+ CuCl

₂

Fe+ CuSO

₄

→  Cu+ FeSO

₄

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси —

сплавы

, в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (

латунь

) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко известные

чугун

и

сталь.

Металлы в свободном виде являются

восстановителями.

Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты

поверхностной оксидной пленкой

, в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка

(ржавчина

), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием

концентрированных

кислот на металлах образуется

устойчивая

оксидная пленка. Это явление называется

пассивацией

. Так, в концентрированной

серной кислоте

пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Ви, Со, Фе, Мг и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы А1, Ве, Ви, Со, Сг, Фе, Nb, Ni, РЬ, Тх и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (На

⁺

, Са

²⁺

,А1

³⁺

,Fе

²⁺

и Fе

³⁺

)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи — «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их

коррозия

, т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода

(кислородная коррозия).

Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО

₂

и SО

₂

; создается кислотная среда, и катионы Н

⁺

вытесняются активными металлами в виде водорода Н

₂

(

водородная коррозия

).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (

контактная коррозия).

Между одним металлом, например Фе, и другим металлом, например Sn или Су, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Су), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении

; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (

нержавеющая сталь

), имеют высокую коррозионную стойкость.

Общие способы получения металлов в промышленности:

•

электрометаллургия

, т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;

•

пирометаллургия

, т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);

•

гидрометаллургия

, т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO

₄

действием цинка, железа или алюминия).

В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt, Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (

металлические руды

). По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных — Аи, На, Са, Фе, Мг, К, Ти) до самых редких — Ви, In, Аг, Ау, Рт, Ре.