Металлы в окислительно-восстановительных реакциях

Свойства атомов металлов

Атомы металлов имеют низкую электроотрицательность, слабо удерживают валентные электроны и легко их отдают. Простые вещества металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями и реагируют с веществами, имеющими окислительные свойства.

Восстановительные свойства атомов металлов можно сравнить по их положению в периодической системе: в периодах слева направо эти свойства ослабевают, а в главных подгруппах сверху вниз — усиливаются. Самый сильный восстановитель располагается в левом нижнем углу периодической системы. Это франций.

В водных растворах восстановительные свойства металлов характеризует ряд активности (электрохимический ряд напряжений). В этом ряду металлы расположены по убыванию их восстановительной активности.

Свойства катионов металлов

Обрати внимание!

Металлы $IA$- и $IIA$-групп, а также алюминий и цинк проявляют постоянную степень окисления и образуют один вид катионов. Большинство металлов $B$-групп имеет переменные степени окисления, они образуют несколько катионов.

Катионы металлов в максимальной степени окисления могут только принимать электроны и в ОВР всегда являются окислителями. Катионы металлов в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями, и восстановителями. Например, катион цинка

{Zn}^{2 +}

в ОВР всегда будет окислителем, а катион железа

{Fe}^{2 +}

в зависимости от реагента может быть как окислителем, так и восстановителем:

{Zn}^{2 +} + 2 \overline{e} \to Zn;

{Fe}^{2 +} + 2 \overline{e} \to Fe,

{Fe}^{2 +} - \overline{e} \to {Fe}^{3 +} .

Окислительные свойства катионов металлов в ряду активности усиливаются. Более сильными окислителями являются катионы самых неактивных металлов.

Общие химические свойства металлов

Реагенты	Пояснение	Примеры реакций
Неметаллы	В реакциях образуются бинарные соединения, в которых атомы неметалла проявляют минимальную степень окисления	$\overset{0}{2 Mg} + O_{2} \overset{t}{=} \overset{+ 2}{2 MgO};$ $\overset{0}{6 Li} + N_{2} = \overset{+ 1}{2 {Li}_{3} N}$
Вода	Активные металлы реагируют при обычных условиях с образованием щёлочи и водорода. Металлы средней активности реагируют при нагревании с образованием оксида и водорода	$\overset{0}{2 K} + {2 H}_{2} O = \overset{+ 1}{2 KOH} + H_{2};$ $\overset{0}{Zn} + H_{2} O \overset{t}{=} \overset{+ 2}{ZnO} + H_{2}$
Кислоты-неокислители	Металлы, расположенные в ряду активности до $H$, реагируют с образованием соли и водорода. Окислитель — катион водорода	$\overset{0}{Mg} + H_{2} {SO}_{4 (разб .)} = \overset{+ 2}{{MgSO}_{4}} + H_{2};$ $\overset{0}{2 Al} + 6 HCl = \overset{+ 3}{{2 AlCl}_{3}} + {3 H}_{2}$
Кислоты-окислители	Реагируют все металлы. Образуются соль, вода и продукт восстановления серы или азота. Окислитель — кислотный остаток (атомы серы или азота)	$\overset{0}{Al} + {4 HNO}_{3 (разб .)} = \overset{+ 3}{{Al ({NO}_{3})}_{3}} + NO + {2 H}_{2} O;$ $\overset{0}{Cu} + {2 H}_{2} {SO}_{4} = \overset{+ 2}{{CuSO}_{4}} + {SO}_{2} + {2 H}_{2} O$
Соли	Металл в водных растворах вытесняет из соли менее активный металл. Окислитель — катион менее активного металла	$\overset{0}{Zn} + {FeSO}_{4} = \overset{+ 2}{{ZnSO}_{4}} + Fe;$ $\overset{0}{Cu} + {2 AgNO}_{3} = \overset{+ 2}{{Cu ({NO}_{3})}_{2}} + 2 Ag$
Оксиды	Металлы могут реагировать с некоторыми оксидами	$\overset{0}{2 Al} + {{Cr}_{2} O}_{3} \overset{t}{=} \overset{+ 3}{{{Al}_{2} O}_{3}} + 2 Cr$

Вернуться в тему

Следующая теория

1. Металлы в окислительно-восстановительных реакциях

Теория: