§ 25. Химические свойства металлов

Определения и обозначения

Металл — вещество, атомы которого в химических реакциях обычно отдают электроны и образуют катионы. Например, атом магния отдаёт два электрона и превращается в Mg²⁺. Это определение помогает понять, почему металлы часто участвуют в окислительно-восстановительных реакциях и какие заряженные частицы образуются.

Восстановитель — частица, отдающая электроны и восстанавливающая другой участник реакции. Сам восстановитель при этом окисляется: например, магний, отдавая электроны кислороду, становится Mg²⁺. Понятие нужно, чтобы проследить перенос электронов и определить роль каждого вещества в уравнении.

Ряд активности металлов — последовательность металлов по убыванию их способности отдавать электроны. Чем левее расположен металл в принятом ряду, тем легче он окисляется и тем сильнее его восстановительные свойства. По ряду предсказывают, например, вытеснит ли один металл другой из раствора соли.

Амфотерный металл — металл, соединения которого проявляют свойства и кислот, и оснований. Таковы, например, алюминий и цинк: их оксиды и гидроксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Это понятие помогает объяснить особое поведение таких соединений и реакции металлов со щелочами.

Как это устроено

На внешнем электронном уровне у большинства атомов металлов сравнительно немного электронов, и отдать их часто легче, чем присоединить новые. Поэтому металл в реакции превращается в положительный ион, а электроны принимает другой участник — например, кислород или ион водорода. Чем легче металл отдаёт электроны, тем выше его восстановительная способность и обычно тем активнее он реагирует. Однако скорость реакции зависит не только от положения в ряду: влияют температура, поверхность металла и защитные плёнки.

При взаимодействии с кислородом металл обычно образует оксид, а при реакции с галогенами и серой — соответствующий галогенид или сульфид. Причина одна: атомы неметаллов принимают электроны, отданные металлом, а состав продукта определяется зарядами ионов. Активные металлы могут реагировать быстро, тогда как менее активные требуют нагревания или особых условий. Например, магний при горении образует MgO, а железо при взаимодействии с серой — FeS.

С водой активные металлы, например натрий и калий, образуют растворимую щёлочь и водород уже при обычных условиях. Металлы средней активности могут взаимодействовать с горячей водой или водяным паром, а малоактивные металлы с водой обычно не реагируют. Различие связано с тем, насколько легко металл отдаёт электроны для восстановления воды до H₂. Кроме активности, важны температура и доступ воды к поверхности: оксидная плёнка на алюминии тормозит реакцию, а натрий такой плёнкой не защищён.

Металлы, стоящие до водорода в ряду активности, обычно вытесняют его из неокисляющих кислот, например соляной: металл отдаёт электроны ионы H⁺, которые превращаются в H₂. Медь находится после водорода, поэтому не может восстановить H⁺ в обычных условиях и с HCl не реагирует. Окисляющие кислоты ведут себя иначе: окислителем в них служат не только ионы H⁺, поэтому с ними способны реагировать и некоторые металлы после водорода. При таких реакциях обычно образуются продукты восстановления кислоты, а не водород.

Более активный металл может отдать электроны и вытеснить менее активный металл из раствора его соли. Например, железо вытесняет медь из раствора CuSO₄, поскольку стоит в ряду активности выше меди. Алюминий и цинк реагируют со щелочами благодаря свойствам их соединений: растворимые алюминаты и цинкаты образуются при подходящих условиях, часто с выделением водорода. Это характерно не для всех металлов, а для металлов, проявляющих амфотерность; оксидная плёнка и концентрация раствора также могут влиять на ход реакции.

Химические свойства металлов и условия реакций

Сначала определите тип реакции и проверьте ряд активности, затем учтите условия из третьего столбца. Пример в последнем столбце показывает характер продуктов, но не отменяет проверки конкретных условий задачи.

Разбор задач

1. Магний с кислородом и соляной кислотой

Условие. Составьте уравнения реакций магния с кислородом и соляной кислотой, назовите восстановитель и окислитель. Сначала определяем продукты: оксид магния и хлорид магния с водородом. Затем уравниваем реакции и сравниваем степени окисления.

1. Записываем: Mg + O₂ → MgO. Чтобы уравнять кислород, ставим коэффициент 2 перед MgO, затем 2 перед Mg: 2Mg + O₂ → 2MgO.
2. Магний изменяет степень окисления 0 на +2, кислород — 0 на −2. Mg отдаёт электроны и является восстановителем, O₂ принимает электроны и является окислителем.
3. Записываем вторую реакцию: Mg + HCl → MgCl₂ + H₂. Для двух атомов хлора и двух атомов водорода ставим 2 перед HCl: Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂.
4. Mg: 0 → +2, значит, это восстановитель. Ионы H⁺: +1 → 0 в составе H₂, поэтому они принимают электроны и являются окислителем.

Ответ. 2Mg + O₂ → 2MgO; Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂. В первой реакции восстановитель — Mg, окислитель — O₂; во второй восстановитель — Mg, окислитель — H⁺.

2. Железо и раствор сульфата меди(II)

Условие. Определите, идёт ли реакция Fe с раствором CuSO₄, и составьте молекулярное и сокращённое ионное уравнения. Сравниваем металлы: железо расположено выше меди в ряду активности и потому может вытеснить её из раствора. Сульфат-ион при этом не меняется и является ионом-наблюдателем.

1. Предсказываем продукты: соль железа(II) и металлическая медь. Это соответствует переходу Fe в Fe²⁺ и Cu²⁺ в Cu.
2. Записываем молекулярное уравнение: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. Коэффициенты равны единице.
3. В ионной записи растворимые соли разделяем на ионы: Fe + Cu²⁺ + SO₄²⁻ → Fe²⁺ + SO₄²⁻ + Cu.
4. Сокращаем одинаковый SO₄²⁻ в обеих частях. Получаем Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu.

Ответ. Реакция происходит. Молекулярное уравнение: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu; сокращённое ионное: Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu.

3. Цепочка превращений алюминия

Условие. Составьте цепочку Al → Al₂O₃ → алюминат → Al(OH)₃ и укажите условия. Здесь нужно использовать амфотерность соединений алюминия: оксид реагирует со щёлочью, а раствор алюмината можно превратить в гидроксид под действием кислоты. Для получения осадка кислоту добавляют постепенно.

1. Сжигаем алюминий в кислороде: 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃. Реакции способствует нагревание.
2. Оксид алюминия нагреваем со щёлочью: Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O. Образуется алюминат натрия.
3. К раствору алюмината добавляем кислоту небольшими порциями: NaAlO₂ + HCl + H₂O → Al(OH)₃↓ + NaCl. Выпадает осадок гидроксида алюминия.
4. Ограничиваем количество кислоты: при её избытке амфотерный Al(OH)₃ может раствориться, образуя соль алюминия.

Ответ. 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃; Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (нагревание); NaAlO₂ + HCl + H₂O → Al(OH)₃↓ + NaCl (кислоту добавляют постепенно).

Типичные ошибки

Считать, что любой металл вытесняет водород из любой кислоты, — ошибка: металлы после водорода не реагируют с обычными неокисляющими кислотами таким способом. Её допускают, смешивая свойства всех кислот. Проверьте вид кислоты и положение металла в ряду; с окисляющими кислотами возможны другие продукты.

Записывать реакцию металла с водой без учёта активности, температуры и плёнки на поверхности — значит игнорировать условия. Из-за этого натрий и алюминий могут показаться одинаково реакционноспособными. Проверьте, взаимодействует ли металл с холодной водой, горячей водой или только с паром, и учтите агрегатное состояние воды и защиту поверхности.

Путать ряд активности с рядом электроотрицательности и неверно предсказывать замещение из раствора соли — значит применять не тот признак. Ряд активности показывает способность металлов отдавать электроны, а не электроотрицательность. Для проверки сравните места свободного металла и металла в соли: обычно вытесняет тот, который стоит выше.

Считать, что со щёлочью реагирует любой металл, тоже неверно. Часто это заблуждение возникает из-за переноса свойств алюминия на все металлы. Проверьте, относится ли металл к амфотерным и заданы ли подходящие условия; амфотерность соединений сама по себе не означает реакцию любого металла со щёлочью.

Связь с другими темами

Чтобы разбираться в реакциях металлов, нужны знания о строении атома, валентных электронах, степенях окисления и окислительно-восстановительных реакциях. Ряд активности связывает эти представления с электрохимией: его используют при объяснении работы гальванических элементов, электролиза и коррозии. Позже те же закономерности помогут выбирать восстановитель для получения металлов из руд и решать задачи на цепочки превращений.

Что запомнить

• Металлы обычно отдают электроны и являются восстановителями.
• Чем левее металл расположен в ряду активности, тем выше его восстановительная способность.
• Активные металлы реагируют с водой с образованием щёлочи и водорода.
• Металлы, стоящие до водорода в ряду активности, обычно вытесняют его из неокисляющих кислот.
• Более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли.
• Алюминий, цинк и некоторые другие металлы проявляют амфотерность и реагируют со щелочами.
• Условия реакции и защитные оксидные плёнки могут изменять ожидаемое поведение металла.