Общие свойства металлов и способы их получения часто встречаются в заданиях ЕГЭ по химии. Разберём, как протекают реакции с разными веществами и какими способами получают чистые металлы в промышленности. После изучения статьи ты сможешь уверенно выполнять задания базового и профильного уровней экзамена.
Где тема встречается на ЕГЭ
Тема проверяется на экзамене в следующих форматах:
- Задания 6 и 7: выбор реагентов, с которыми взаимодействует конкретное вещество;
- Задание 8: установление соответствия между реагирующими веществами и продуктами реакции;
- Задание 9: цепочки неорганических превращений, где нужно определить неизвестные вещества $X$ и $Y$;
- Задание 20: электролиз растворов и расплавов солей — классическое задание на способы получения металлов;
- Задания 29, 31 (вторая часть): написание окислительно-восстановительных реакций (ОВР), где металлы выступают в роли восстановителей.
Положение в ПСХЭ и физические свойства
Большинство элементов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева — это металлы. К ним относятся все d- и f-элементы, s-элементы (кроме водорода и гелия), а также часть p-элементов, расположенных в нижнем левом углу таблицы (ниже диагонали от бора к астату).
Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне обычно содержат небольшое количество электронов (от 1 до 3). Их главная химическая особенность — большой атомный радиус и низкая электроотрицательность.
Металлы легко отдают свои электроны, поэтому во всех реакциях они проявляют только восстановительные свойства, повышая свою степень окисления от 0 до положительных значений.
Ряд активности металлов
Химическая активность металлов в водных растворах определяется электрохимическим рядом напряжений (рядом активности). Слева направо восстановительные свойства ослабевают.
Ряд условно делится на три группы:
| Группа металлов | Положение в ряду активности | Примеры элементов | Закономерности поведения |
|---|---|---|---|
| Активные | От $Li$ до $Al$ (включительно) | $Li,\, K,\, Ba,\, Ca,\, Na,\, Mg,\, Al$ | Бурно реагируют с водой, вытесняют водород из кислот. |
| Средней активности | От $Mn$ до $Pb$ | $Mn,\, Zn,\, Cr,\, Fe,\, Ni,\, Sn,\, Pb$ | Реагируют с водой только при нагревании (с водяным паром), вытесняют водород из кислот-неокислителей. |
| Малоактивные | После $H$ | $Cu,\, Hg,\, Ag,\, Pt,\, Au$ | Не реагируют с водой, не вытесняют водород из обычных кислот. |
Химические свойства металлов
Рассмотрим химические свойства пошагово, опираясь на типы реагентов.
Реакции с простыми веществами
Металлы реагируют практически со всеми неметаллами. Важно обращать внимание на силу окислителя, так как от этого зависит конечная степень окисления металла. Это особенно актуально для элементов с переменной валентностью, например, для железа.
С галогенами (фтор, хлор, бром, иод)
Реакции протекают легко, часто с выделением большого количества тепла. В результате образуются галогениды. Сильные окислители ($Cl_2,\, Br_2$) стабильно переводят железо в степень окисления +3, а слабые ($I_2$) — только в +2:
$2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl$
$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$
$Fe + I_2 \xrightarrow{t} FeI_2$
С кислородом
Большинство металлов легко окисляются. Исключения составляют золото $Au$ и платина $Pt$ — они в реакцию с кислородом не вступают. Щелочные металлы ведут себя по-разному: литий даёт оксид, натрий — пероксид, калий — надпероксид. Железо образует железную окалину (смешанный оксид):
$4Li + O_2 \rightarrow 2Li_2O$
$2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2$
$K + O_2 \rightarrow KO_2$
$3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t} Fe_3O_4$
(железная окалина)
С серой (образование сульфидов)
Реакции обычно требуют нагревания. Исключение — ртуть, которая реагирует с серой при комнатной температуре. Железо в реакциях с серой переходит только в степень окисления +2:
$Fe + S \xrightarrow{t} FeS$
$Hg + S \rightarrow HgS$
$2Al + 3S \xrightarrow{t} Al_2S_3$
С азотом, фосфором, углеродом
Реакции требуют сильного нагревания. Только литий способен реагировать с атмосферным азотом при обычных условиях:
$6Li + N_2 \rightarrow 2Li_3N \,\text{(нитрид лития)}\\ 3Mg + N_2 \xrightarrow{t} Mg_3N_2\\ 3Ca + 2P \xrightarrow{t} Ca_3P_2 \,\text{(фосфид кальция)}\\ 4Al + 3C \xrightarrow{t} Al_4C_3\,\text{(карбид алюминия)}\\ Ca + 2C \xrightarrow{t} CaC_2\,\text{(карбид кальция — содержит связи }C-C\text{, поэтому ион имеет заряд }C_2^{2-})$
С водородом
В реакцию вступают только активные металлы. Образуются гидриды, в которых водород проявляет степень окисления -1:
$2Na + H_2 \rightarrow 2NaH$
Реакции с водой
Способность металла реагировать с водой зависит от его положения в ряду активности.
Активные металлы
Реагируют с холодной водой с образованием растворимого основания (щёлочи) и выделением водорода:
$2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2$
$Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2$
Магний реагирует бурно только с горячей водой:
$Mg + 2H_2O \xrightarrow{t} Mg(OH)_2 + H_2$
Металлы средней активности
Реагируют только с перегретым водяным паром при высоких температурах. Основания при таких температурах разрушаются, поэтому образуются оксид и водород:
$Zn + H_2O \xrightarrow{t} ZnO + H_2$
$3Fe + 4H_2O \xrightarrow{t} Fe_3O_4 + 4H_2$
Малоактивные металлы (после водорода)
C водой не реагируют ни при каких условиях.
Реакции с оксидами
Металлы могут выступать сильными восстановителями и восстанавливать другие металлы и неметаллы из их оксидов. Более активный металл вытесняет менее активный.
Алюмотермия и магнийтермия
Это промышленные и лабораторные методы получения чистых металлов:
$8Al + 3Fe_3O_4 \xrightarrow{t} 4Al_2O_3 + 9Fe$
$2Mg + TiO_2 \xrightarrow{t} 2MgO + Ti$
Реакции с кислотными оксидами
Активные металлы способны восстанавливать неметаллы. Из-за этого свойства горящий магний нельзя тушить углекислотным огнетушителем:
$2Mg + CO_2 \xrightarrow{t} 2MgO + C$
Реакции с кислотами-неокислителями
К кислотам-неокислителям относятся соляная ($HCl$), фосфорная ($H_3PO_4$), разбавленная серная кислота ($H_2SO_4$) и другие. Окислителем в них выступает ион $H^+$.
С кислотами-неокислителями реагируют только металлы, стоящие в ряду активности до водорода. При этом выделяется газ $H_2$. Железо и хром переходят в степень окисления +2.
$Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2$
$Fe + H_2SO_4 \text{ (разб.)} \rightarrow FeSO_4 + H_2$
$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2$
Реакции с кислотами-окислителями
К кислотам-окислителям относятся концентрированная серная кислота $H_2SO_4$, а также азотная кислота $HNO_3$ любой концентрации. В них окислителем выступает центральный атом: $S^{+6}$ или $N^{+5}$. С кислотами-окислителями реагируют все металлы, кроме благородных ($Au,\, Pt,\, Pd$).
Водород в этих реакциях не выделяется никогда.
Схема реакции:
$\text{металл} + \text{кислота} \rightarrow \text{соль} + \text{вода} +\text{ продукт восстановления}$
Продукт восстановления зависит от активности металла и концентрации кислоты. Чем активнее металл и чем больше разбавлена кислота, тем глубже восстанавливается центральный атом.
Металл окисляется до своей высшей степени окисления, но не выше +3.
Действие концентрированной серной кислоты:
- С малоактивными металлами образуется сернистый газ:
$Cu + 2H_2SO_4 \text{ (конц.)} \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2 + 2H_2O$
- С металлами средней активности образуется сера или сероводород:
$3Zn + 4H_2SO_4 \text{ (конц.)} \xrightarrow{t} 3ZnSO_4 + S + 4H_2O$
- С активными металлами образуется сероводород:
$4Mg + 5H_2SO_4 \text{ (конц.)} \rightarrow 4MgSO_4 + H_2S + 4H_2O$
Действие разбавленной азотной кислоты:
- Малоактивные металлы дают оксид азота(II):
$3Cu + 8HNO_3 \text{ (разб.)} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O$
- Металлы средней активности могут давать оксид азота(II), молекулярный азот или оксид азота (I):
$5Zn + 12HNO_3 \text{ (разб.)} \rightarrow 5Zn(NO_3)_2 + N_2 + 6H_2O$
- Активные металлы с разбавленными растворами азотной кислоты могут восстанавливать азот до максимальной глубины — до нитрата аммония:
$8Al + 30HNO_3 \text{ (оч. разб.)} \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$
Действие концентрированной азотной кислоты:
- Малоактивные металлы дают оксид азота(IV):
$Cu + 4HNO_3 \text{ (конц.)} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O$
- С металлами средней активности получается оксид азота(II):
$3Zn + 8HNO_3 \text{ (конц.)} \rightarrow 3Zn(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O$
- С активными металлами выделяется оксид азота(I):
$4Mg + 10HNO_3 \text{ (конц.)} \rightarrow 4Mg(NO_3)_2 + N_2O + 5H_2O$
Пассивация. Железо ($Fe$), алюминий ($Al$) и хром ($Cr$) не реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами при обычной температуре, так как на их поверхности образуется плотная защитная оксидная плёнка. Реакция начинается только при сильном нагревании.
Реакции со щелочами
С растворами и расплавами щелочей реагируют только амфотерные металлы (алюминий, цинк, бериллий).
- В водном растворе образуются комплексные соли:
$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2$
$Zn + 2KOH + 2H_2O \rightarrow K_2[Zn(OH)_4] + H_2$
- При сплавлении без присутствия воды образуются средние соли (алюминаты, цинкаты):
$2Al + 2NaOH \xrightarrow{t} 2NaAlO_2 + 3H_2$
$Zn + 2KOH \xrightarrow{t} K_2ZnO_2 + H_2$
Реакции с солями
С растворами солей металлы реагируют по правилу: более активный вытесняет менее активный из состава соли.
Примеры типичного вытеснения:
$Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$
$Cu + 2AgNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2Ag$
Отдельно рассмотрим соли железа(III). Если добавить медь в раствор хлорида железа(III), выделения чистого железа не произойдёт. Медь недостаточно активна для этого. Протекает окислительно-восстановительная реакция: железо выступает окислителем и переходит в степень окисления +2.
$Cu + 2FeCl_3 \rightarrow CuCl_2 + 2FeCl_2$
$Cu + Fe_2(SO_4)_3 \rightarrow CuSO_4 + 2FeSO_4$
Щелочные и щелочноземельные металлы нельзя использовать для вытеснения других металлов из водных растворов солей. Оказавшись в растворе, активный металл в первую очередь прореагирует с водой, образовав щёлочь. И только после этого щёлочь вступит в реакцию ионного обмена с исходной солью.
Способы получения металлов
Выбор промышленного или лабораторного способа зависит от химической активности металла. Разберём основные пути получения химических элементов.
Электролиз расплавов и растворов солей
Метод активно используется в промышленности.
- Наиболее активные металлы (до алюминия включительно) получают исключительно электролизом расплавов, так как в водном растворе на катоде восстанавливается водород из воды. Пример электролиза расплава хлорида натрия:
$2NaCl \xrightarrow{\text{эл. ток}} 2Na + Cl_2$
- Получение алюминия выделяют отдельно. Его получают электролизом расплава оксида алюминия $Al_2O_3$, растворённого в расплавленном криолите $Na_3[AlF_6]$. Криолит нужен для значительного снижения температуры плавления смеси:
$2Al_2O_3 \xrightarrow{t, \text{ эл. ток, криолит}} 4Al + 3O_2$
- Металлы средней и малой активности можно получать электролизом их водных растворов солей:
$2CuSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{\text{эл. ток}} 2Cu + O_2 + 2H_2SO_4$
Металлотермия
Алюмотермия и магнийтермия используются в производстве тугоплавких металлов, которые сложно восстановить иным путём. Процесс сопровождается выделением огромного количества теплоты:
$Cr_2O_3 + 2Al \xrightarrow{t} Al_2O_3 + 2Cr$
$TiCl_4 + 2Mg \xrightarrow{t} 2MgCl_2 + Ti$
Гидрометаллургия
Способ восстановления металлов из растворов солей. Применяется в лабораториях и промышленности для извлечения ценных металлов из руд. Сначала руду растворяют, превращая в соль, а затем вытесняют нужный металл экономически выгодным реагентом (железом или цинком):
$CuSO_4 + Fe \rightarrow FeSO_4 + Cu$
Пирометаллургия
Метод восстановления оксидов металлов средней и малой активности при высоких температурах. В качестве восстановителей используют газы (водород, угарный газ, аммиак) или твёрдый углерод:
- С водородом:
$CuO + H_2 \xrightarrow{t} Cu + H_2O$
- С угарным газом:
$Fe_3O_4 + 4CO \xrightarrow{t} 3Fe + 4CO_2$
- С углеродом:
$ZnO + C \xrightarrow{t} Zn + CO$
- С аммиаком:
$3CuO + 2NH_3 \xrightarrow{t} 3Cu + N_2 + 3H_2O$
Типичные ошибки на экзамене
Запись реакции хлора с железом до $FeCl_2$.
Ученики привыкают, что железо образует двухвалентные соли с обычными кислотами ($Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2$). Однако нужно помнить, что газообразный хлор выступает сильным окислителем. Он переводит железо сразу в степень окисления +3:
$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$
Убеждение, что медь не реагирует с $FeCl_3$.
Часто руководствуются тем, что медь в ряду активности стоит правее железа, значит, вытеснить его не может, и пишут «реакция не идёт». Вытеснения действительно нет. Но там протекает ОВР, где железо из степени окисления +3 переходит в +2, окисляя медь:
$Cu + 2FeCl_3 \rightarrow CuCl_2 + 2FeCl_2$
Выделение водорода $H_2$ при реакции металла с азотной кислотой.
Ошибка возникает из-за непонимания разницы между кислотами-окислителями и обычными кислотами. В реакциях с азотной кислотой $HNO_3$ водород никогда не выделяется в газообразном виде. Вместо него образуются оксиды азота, свободный азот или ион аммония.
Реакция натрия с раствором $CuSO_4$ с выделением чистой меди.
Обычно применяют простое правило «активный металл вытесняет менее активный из соли». На практике нужно помнить про водную среду раствора. Натрий мгновенно реагирует с водой, а затем полученный гидроксид натрия вступает в реакцию обмена, высаживая нерастворимый гидроксид меди(II):
$2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2$
$2NaOH + CuSO_4 \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4$
Разбор экзаменационных заданий
Рассмотрим, как применять теоретические знания в стандартных заданиях ЕГЭ.
Цепочка превращений
Задана следующая схема превращений веществ:
$CuO \xrightarrow{X} Cu \xrightarrow{Y} Cu(NO_3)_2$
Определите вещества $X$ и $Y$ из предложенного списка:
1. $AgNO_3$.
2. $NH_3$.
3. $N_2$.
4. $N_2O$.
5. $Ca(NO_3)_2$.
Расположите выбранные номера в верном порядке.
- Первая реакция требует перехода из оксида меди(II) в чистую медь. Для этого применяют пирометаллургический метод. Здесь требуется хороший восстановитель при нагревании (водород, углерод, угарный газ или аммиак). В списке предложен аммиак $NH_3$ (вещество под номером 2).
Уравнение: $3CuO + 2NH_3 \xrightarrow{t} 3Cu + N_2 + 3H_2O$.
Следовательно, $X = 2$. - Вторая реакция описывает перевод чистой меди в нитрат меди(II). Медь — малоактивный металлом. Она не реагирует с растворами солей активных металлов (например, с $Ca(NO_3)_2$). Для получения нитрата меди нужно использовать либо кислоты-окислители, либо реакцию с солью менее активного металла. В ряду активности серебро стоит после меди, поэтому медь легко вытеснит его из раствора. В списке есть $AgNO_3$ (вещество под номером 1).
Уравнение: $Cu + 2AgNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2Ag\downarrow$.
Следовательно, $Y = 1$.
Ответ: 21.
Электролиз (получение металлов)
Установите соответствие между названием вещества и способом его получения электролизом:
А) Литий.
Б) Фтор.
В) Серебро.
Г) Магний.Варианты способов получения:
1. Раствор $LiF$.
2. Расплав $LiF$.
3. Раствор $MgCl_2$.
4. Раствор $AgNO_3$.
5. Расплав $AgF$.
6. Расплав $MgCl_2$.
Главное правило: активные металлы (до алюминия включительно) получают из расплавов солей. Неактивные металлы можно получать электролизом растворов солей.
А) Литий — активный металл. При использовании водного раствора на катоде пойдёт выделение водорода из воды. Подходит только электролиз расплава. Ищем в списке расплав $LiF$ (номер 2).
Б) Фтор — самый активный неметалл. Как и литий, из водного раствора получить фтор невозможно, потому что вода окисляется легче (на аноде выделится кислород). Фтор получают только из расплавов фторидов. Электролиз расплава $LiF$ даст на аноде фтор (номер 2).
В) Серебро — металл малой активности, стоит в ряду после водорода. Серебро легко восстанавливается из водного раствора. Подходит раствор $AgNO_3$ (номер 4).
Г) Магний — активный щелочноземельный металл. В водном растворе на катоде выделяется водород, необходим расплав соли. Подходит расплав $MgCl_2$ (номер 6).
Ответ: 2246.
Заключение
Теперь ты умеешь анализировать химические свойства металлов в зависимости от их положения в электрохимическом ряду активности. Ты знаешь, как правильно записывать уравнения реакций со щелочами, оксидами и кислотами. Эти навыки помогут уверенно определять продукты реакций и подбирать реагенты в заданиях тестовой части и при решении цепочек превращений. Для закрепления материала советуем решить 8–10 вариантов заданий на свойства металлов в «100балльном банке».
