Tabel over kemisk aktivitet af metaller. Aktive metaller

Restaurerende egenskaber- disse er de vigtigste kemiske egenskaber, der er karakteristiske for alle metaller. De manifesterer sig i samspil med en lang række forskellige oxidationsmidler, herunder oxidationsmidler fra miljøet. Generelt kan interaktionen mellem et metal og oxidationsmidler udtrykkes ved følgende skema:

Mig + Oxidationsmiddel" Mig(+X),

Hvor (+X) er den positive oxidationstilstand af Me.

Eksempler på metaloxidation.

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

Ti + I2 → Ti(+4) Ti + 2I2 = TiI 4

Zn + H+ → Zn(+2) Zn + 2H+ = Zn2+ + H2

  • Metal aktivitetsserie

    De reducerende egenskaber af metaller adskiller sig fra hinanden. Elektrodepotentialer E bruges som en kvantitativ karakteristik af metallers reduktionsegenskaber.

    Jo mere aktivt metallet er, jo mere negativt er dets standardelektrodepotentiale E o.

    Metaller arrangeret på række, når deres oxidative aktivitet falder, danner en aktivitetsserie.

    Metal aktivitetsserie

    Mig Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Ag Au
    Mig z+ Li+ K+ Ca2+ Na+ Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn2+ 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
    Et metal med en mere negativ Eo-værdi er i stand til at reducere en metalkation med et mere positivt elektrodepotentiale.

    Reduktionen af ​​et metal fra en opløsning af dets salt med et andet metal med højere reducerende aktivitet kaldes cementering. Cementering bruges i metallurgiske teknologier.

    Især Cd opnås ved at reducere det fra en opløsning af dets salt med zink.

    Zn + Cd2+ = Cd + Zn2+

  • 3.3. 1. Interaktion mellem metaller og ilt

    Ilt er et stærkt oxidationsmiddel. Det kan oxidere langt de fleste metaller undtagenAuOgPt . Metaller, der udsættes for luft, kommer i kontakt med ilt, så når man studerer metallers kemi, er man altid opmærksom på det særlige ved metallets interaktion med ilt.

    Alle ved, at jern i fugtig luft bliver dækket af rust - hydreret jernoxid. Men mange metaller i en kompakt tilstand ved ikke for høje temperaturer udviser modstandsdygtighed over for oxidation, da de danner tynde beskyttende film på deres overflade. Disse film af oxidationsprodukter forhindrer oxidationsmidlet i at komme i kontakt med metallet. Fænomenet med dannelse af beskyttende lag på overfladen af ​​et metal, der forhindrer oxidation af metallet, kaldes passivering af metallet.

    En stigning i temperaturen fremmer oxidationen af ​​metaller med oxygen. Aktiviteten af ​​metaller øges i en fint knust tilstand. De fleste metaller i pulverform brænder i ilt.

  • s-metaller

    Vis den største reducerende aktivitets-metaller. Metaller Na, K, Rb C'er kan antændes i luft, og de opbevares i forseglede beholdere eller under et lag petroleum. Be og Mg passiveres ved lave temperaturer i luft. Men når den antændes, brænder Mg-tapen med en blændende flamme.

    MetallerIIA-undergrupper og Li danner oxider, når de interagerer med oxygen.

    2Ca + O2 = 2CaO

    4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

    Alkalimetaller undtagenLi, når de interagerer med oxygen, danner de ikke oxider, men peroxiderMig 2 O 2 og superoxiderMeO 2 .

    2Na + O2 = Na2O2

    K + O 2 = KO 2

  • p-metaller

    Metaller tilhørendes- blokken passiveres i luft.

    Når man brænder i ilt

    • metaller af IIIA-undergruppen danner oxider af typen Me 2 O 3,
    • Sn oxideres til SnO 2 , og Pb - op til PbO
    • Bi går til Bi2O3.

  • d-metaller

    Alled-periode 4 metaller oxideres af ilt. Sc, Mn, Fe oxideres lettest. Særligt modstandsdygtige over for korrosion er Ti, V, Cr.

    Ved forbrænding i ilt Af alled

    Ved forbrænding i ilt Af alled-af periode 4 grundstoffer danner kun scandium, titanium og vanadium oxider, hvor Me er i den højeste oxidationstilstand, lig med gruppenummer. Den resterende periode 4 d-metaller danner, når de brændes i oxygen, oxider, hvor Me er i mellemliggende, men stabile oxidationstilstande.

    Typer af oxider dannet af periode 4 d-metaller ved forbrænding i ilt:

    • MeO danner Zn, Cu, Ni, Co. (ved T>1000°C danner Cu Cu 2 O),
    • Me 2 O 3, danner Cr, Fe og Sc,
    • MeO 2 - Mn og Ti,
    • V danner et højere oxid - V 2 O 5 .
    d-metaller fra periode 5 og 6, undtagen Y, La, mere modstandsdygtig over for oxidation end alle andre metaller. Reagerer ikke med ilt Au,Pt .

    Ved forbrænding i iltd-metaller fra periode 5 og 6 danner som regel højere oxider, undtagelserne er metallerne Ag, Pd, Rh, Ru.

    Typer af oxider dannet af d-metaller fra periode 5 og 6 under forbrænding i oxygen:

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

  • Interaktion mellem metaller og syrer

    I sure opløsninger er hydrogenkationen et oxidationsmiddel. H+-kationen kan oxidere metaller i aktivitetsrækken op til brint, dvs. har negative elektrodepotentialer.

    Mange metaller, når de oxideres, omdannes til kationer i sure vandige opløsningerMig z + .

    Anioner af en række syrer er i stand til at udvise oxiderende egenskaber, der er stærkere end H+. Sådanne oxidationsmidler omfatter anioner og de mest almindelige syrer H 2 SÅ 4 OgHNO 3 .

    NO 3 - anioner udviser oxiderende egenskaber ved enhver koncentration i opløsning, men reduktionsprodukterne afhænger af koncentrationen af ​​syren og arten af ​​det metal, der oxideres.

    SO 4 2- anioner udviser kun oxiderende egenskaber i koncentreret H 2 SO 4.

    Reduktionsprodukter af oxidationsmidler: H + , NO 3 - , SÅ 4 2 -

    2Н + + 2е - =H 2

    SÅ 4 2- fra koncentreret H2SO4 SÅ 4 2- + 2e - + 4 H + = SÅ 2 + 2 H 2 O

    (dannelse af S, H 2 S er også mulig)

    NO 3 - fra koncentreret HNO 3 NO 3 - + e - + 2H+ = N02 + H2O
    NO 3 - fra fortyndet HNO 3 NO 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

    (dannelse af N 2 O, N 2, NH 4 + er også mulig)

    Eksempler på reaktioner mellem metaller og syrer

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

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

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

    Cu + 4HNO3 (k.) " Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

  • Produkter af metaloxidation i sure opløsninger

    Alkalimetaller danner en Me + type kation, s-metaller fra den anden gruppe danner kationer Mig 2+.

    Når de er opløst i syrer, danner p-blokmetaller de kationer, der er angivet i tabellen.

    Metallerne Pb og Bi opløses kun i salpetersyre.

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

    Alle d-metaller af 4 perioder, undtagen Cu , kan oxideres af ionerH+ i sure opløsninger.

    Typer af kationer dannet af periode 4 d-metaller:

    • Mig 2+(danner d-metaller fra Mn til Cu)
    • Mig 3+ ( danner Sc, Ti, V, Cr og Fe i salpetersyre).
    • Ti og V danner også kationer MeO2+
    d-elementer fra periode 5 og 6 er mere modstandsdygtige over for oxidation end perioder 4d- metaller.

    I sure opløsninger kan H + oxidere: Y, La, Cd.

    Følgende kan opløses i HNO 3: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re opløses i varm HNO 3.

    Følgende opløses i varmt H 2 SO 4: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Metaller: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W opløses normalt i en blanding af HNO 3 + HF.

    I aqua regia (en blanding af HNO 3 + HCl) kan Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au og Os vanskeligt opløses). Årsagen til opløsningen af ​​metaller i aqua regia eller i en blanding af HNO 3 + HF er dannelsen af ​​komplekse forbindelser.

    Eksempel. Opløsningen af ​​guld i aqua regia bliver mulig på grund af dannelsen af ​​et kompleks -

    Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O

  • Interaktion mellem metaller og vand

    Vandets oxiderende egenskaber skyldes H(+1).

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

    Da koncentrationen af ​​H + i vand er lav, er dets oxiderende egenskaber lave. Metaller kan opløses i vand 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. Alles-metaller undtagen Be og Mg let opløses i vand.

    2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 Åh -

    Na reagerer kraftigt med vand og afgiver varme. Den frigivne H2 kan antændes.

    2H2+O2=2H2O

    Mg opløses kun i kogende vand, Be er beskyttet mod oxidation af et inert uopløseligt oxid

    P-blok metaller er mindre kraftige reduktionsmidler ends.

    Blandt p-metaller er den reducerende aktivitet højere i metaller fra IIIA-undergruppen, Sn og Pb er svage reduktionsmidler, Bi har Eo > 0.

    p-metaller opløses ikke i vand under normale forhold. Når det beskyttende oxid opløses fra overfladen i alkaliske opløsninger med vand, oxideres Al, Ga og Sn.

    Blandt d-metaller oxideres de af vand når Sc og Mn, La, Y opvarmes, reagerer jern med vanddamp.

  • Interaktion mellem metaller og alkaliske opløsninger

    I alkaliske opløsninger virker vand som et oxidationsmiddel..

    2H20 + 2e- =H 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

    Vandets oxiderende egenskaber falder med stigende pH på grund af et fald i H + koncentration. Alligevel, nogle metaller, der ikke opløses i vand, opløses i alkaliske opløsninger, for eksempel Al, Zn og nogle andre. Hovedårsagen til opløsningen af ​​sådanne metaller i alkaliske opløsninger er, at oxiderne og hydroxiderne af disse metaller udviser amfotericitet og opløses i alkali, hvilket eliminerer barrieren mellem oxidationsmidlet og reduktionsmidlet.

    Eksempel. Opløsning af Al i NaOH-opløsning.

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

    • Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

    Jo længere til venstre et metal er i rækken af ​​standardelektrodepotentialer, jo stærkere reduktionsmiddel er det lithiummetal, guld er det svageste, og omvendt er guld(III)-ion den stærkeste oxiderende; middel, lithium (I) er den svageste .

    Hvert metal er i stand til at reducere fra salte i opløsning de metaller, der er i rækken af ​​spændinger efter det, for eksempel kan jern fortrænge kobber fra opløsninger af dets salte. Husk dog, at alkali- og jordalkalimetaller vil reagere direkte med vand.

    Metaller placeret i spændingsserien til venstre for brint er i stand til at fortrænge det fra opløsninger af fortyndede syrer, mens de opløses i dem.

    Et metals reducerende aktivitet svarer ikke altid til dets position i det periodiske system, for når man bestemmer et metals plads i en serie, tages der ikke kun hensyn til dets evne til at donere elektroner, men også den energi, der bruges på ødelæggelsen af metals krystalgitter, samt den energi, der bruges på hydreringen af ​​ioner.

    Interaktion med simple stoffer

      MED ilt De fleste metaller danner oxider - amfotere og basiske:

    4Li + O2 = 2Li2O,

    4Al + 3O2 = 2Al2O3.

    Alkalimetaller, med undtagelse af lithium, danner peroxider:

    2Na + O2 = Na2O2.

      MED halogener metaller danner salte af hydrogenhalogenidsyrer, f.eks.

    Cu + Cl2 = CuCl2.

      MED brint de mest aktive metaller danner ionhydrider - saltlignende stoffer, hvor brint har en oxidationstilstand på -1.

    2Na + H2 = 2NaH.

      MED grå metaller danner sulfider - salte af svovlbrintesyre:

      MED nitrogen Nogle metaller danner nitrider reaktionen sker næsten altid, når de opvarmes:

    3Mg + N2 = Mg3N2.

      MED kulstof carbider dannes:

    4Al + 3C = Al 3 C 4.

      MED fosfor - phosphider:

    3Ca + 2P = Ca3P2.

      Metaller kan interagere med hinanden og dannes intermetalliske forbindelser :

    2Na + Sb = Na2Sb,

    3Cu + Au = Cu 3 Au.

      Metaller kan opløses i hinanden ved høje temperaturer uden at reagere, dannes legeringer.

    Legeringer

    Legeringer kaldes systemer bestående af to eller flere metaller, samt metaller og ikke-metaller, som kun har karakteristiske egenskaber, der ligger i den metalliske tilstand.

    Egenskaberne af legeringer er meget forskellige og adskiller sig fra egenskaberne af deres komponenter, for eksempel, for at guld skal blive hårdere og mere egnet til fremstilling af smykker, tilsættes sølv til det, og en legering indeholdende 40% cadmium og 60% vismut har et smeltepunkt på 144 °C, dvs. meget lavere end smeltepunktet for dets komponenter (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

    Følgende typer legeringer er mulige:

    Smeltede metaller blandes med hinanden i ethvert forhold og opløses i hinanden på ubestemt tid, for eksempel Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni og andre. Disse legeringer er homogene i sammensætning, har høj kemisk resistens og leder elektrisk strøm;

    De rettede metaller blandes med hinanden i et hvilket som helst forhold, men når de afkøles adskilles de, og der opnås en masse bestående af individuelle krystaller af komponenter, for eksempel Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb og andre.

    Hvilken information kan fås fra en række spændinger?

    En række metalspændinger er meget udbredt i uorganisk kemi. Især resultaterne af mange reaktioner og endda muligheden for deres implementering afhænger af positionen af ​​et bestemt metal i NER. Lad os diskutere dette spørgsmål mere detaljeret.

    Interaktion mellem metaller og syrer

    Metaller placeret i spændingsrækken til venstre for brint reagerer med syrer - ikke-oxiderende midler. Metaller placeret i NER til højre for H interagerer kun med oxiderende syrer (især med HNO 3 og koncentreret H 2 SO 4).

    Eksempel 1. Zink er placeret i NER til venstre for brint, derfor er det i stand til at reagere med næsten alle syrer:

    Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

    Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

    Eksempel 2. Kobber er placeret i ERN til højre for H; dette metal reagerer ikke med "almindelige" syrer (HCl, H 3 PO 4, HBr, organiske syrer), men det interagerer med oxiderende syrer (salpetersyre, koncentreret svovlsyre):

    Cu + 4HNO3 (konc.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

    Cu + 2H2SO4 (konc.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

    Jeg vil gerne henlede din opmærksomhed på en vigtig pointe: Når metaller interagerer med oxiderende syrer, er det ikke brint, der frigives, men nogle andre forbindelser. Det kan du læse mere om!

    Interaktion mellem metaller og vand

    Metaller placeret i spændingsrækken til venstre for Mg reagerer let med vand allerede ved stuetemperatur, frigiver brint og danner en alkalisk opløsning.

    Eksempel 3. Natrium, kalium, calcium opløses let i vand for at danne en alkalisk opløsning:

    2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

    2K + 2H2O = 2KOH + H2

    Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

    Metaller placeret i spændingsområdet fra brint til magnesium (inklusive) interagerer i nogle tilfælde med vand, men reaktionerne kræver særlige forhold. For eksempel begynder aluminium og magnesium først at interagere med H 2 O efter fjernelse af oxidfilmen fra metaloverfladen. Jern reagerer ikke med vand ved stuetemperatur, men reagerer med vanddamp. Kobolt, nikkel, tin og bly interagerer praktisk talt ikke med H 2 O, ikke kun ved stuetemperatur, men også ved opvarmning.

    Metallerne placeret på højre side af ERN (sølv, guld, platin) reagerer under ingen omstændigheder med vand.

    Interaktion af metaller med vandige opløsninger af salte

    Vi vil tale om reaktioner af følgende type:

    metal (*) + metalsalt (**) = metal (**) + metalsalt (*)

    Jeg vil gerne understrege, at asteriskerne i dette tilfælde ikke angiver oxidationstilstanden eller metallets valens, men blot tillader, at man kan skelne mellem metal nr. 1 og metal nr. 2.

    For at udføre en sådan reaktion skal tre betingelser være opfyldt samtidigt:

    1. salte involveret i processen skal opløses i vand (dette kan let kontrolleres ved hjælp af opløselighedstabellen);
    2. metallet (*) skal være i spændingsrækken til venstre for metallet (**);
    3. metallet (*) bør ikke reagere med vand (hvilket også let verificeres af ESI).

    Eksempel 4. Lad os se på et par reaktioner:

    Zn + CuS04 = ZnS04 + Cu

    K + Ni(NO3)2 ≠

    Den første reaktion er let gennemførlig, alle ovenstående betingelser er opfyldt: kobbersulfat er opløseligt i vand, zink er i NER til venstre for kobber, Zn reagerer ikke med vand.

    Den anden reaktion er umulig, fordi den første betingelse ikke er opfyldt (kobber(II)sulfid er praktisk talt uopløseligt i vand). Den tredje reaktion er ikke mulig, da bly er et mindre aktivt metal end jern (placeret til højre i ESR). Endelig vil den fjerde proces IKKE resultere i nikkeludfældning, fordi kalium reagerer med vand; det resulterende kaliumhydroxid kan reagere med saltopløsningen, men dette er en helt anden proces.

    Termisk nedbrydningsproces af nitrater

    Lad mig minde dig om, at nitrater er salte af salpetersyre. Alle nitrater nedbrydes ved opvarmning, men sammensætningen af ​​nedbrydningsprodukterne kan variere. Sammensætningen bestemmes af metallets position i spændingsserien.

    Nitrater af metaller placeret i NER til venstre for magnesium danner, når de opvarmes, det tilsvarende nitrit og oxygen:

    2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

    Under den termiske nedbrydning af metalnitrater i spændingsområdet fra Mg til og med Cu, dannes metaloxid, NO 2 og oxygen:

    2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

    Endelig, under nedbrydningen af ​​nitrater af de mindst aktive metaller (placeret i ERN til højre for kobber), dannes metal, nitrogendioxid og oxygen.

    Elektrokemisk aktivitet serie af metaller(en række spændinger, en række standardelektrodepotentialer) - en sekvens, hvor metaller er arrangeret i stigende rækkefølge efter deres standard elektrokemiske potentialer φ 0, svarende til halvreaktionen af ​​reduktion af metalkationen Me n+: Me n+ + nē → Mig

    Praktisk brug af aktivitetsserien af ​​metaller

    En række spændinger bruges i praksis til en sammenlignende vurdering af metallers kemiske aktivitet i reaktioner med vandige opløsninger af salte og syrer og til vurdering af katodiske og anodiske processer under elektrolyse:

    • Metaller til venstre for brint er stærkere reduktionsmidler end metaller til højre: de fortrænger sidstnævnte fra saltopløsninger. For eksempel er interaktionen Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu kun mulig i fremadgående retning.
    • Metaller i rækken til venstre for brint fortrænger brint, når de interagerer med vandige opløsninger af ikke-oxiderende syrer; de mest aktive metaller (op til og med aluminium) - og når de interagerer med vand.
    • Metaller i serien til højre for brint interagerer ikke med vandige opløsninger af ikke-oxiderende syrer under normale forhold.
    • Under elektrolyse frigives metaller til højre for brint ved katoden; reduktionen af ​​moderat aktive metaller ledsages af frigivelse af brint; De mest aktive metaller (op til aluminium) kan ikke isoleres fra vandige saltopløsninger under normale forhold.

    Alkalimetaller betragtes som de mest aktive:

    • lithium;
    • natrium;
    • kalium;
    • rubidium;
    • cæsium;
    • fransk

    Metaller, der reagerer let, kaldes aktive metaller. Disse omfatter alkali, jordalkalimetaller og aluminium.

    Position i det periodiske system

    De metalliske egenskaber af grundstoffer falder fra venstre mod højre i det periodiske system. Derfor anses elementer fra gruppe I og II som de mest aktive.

    Ris. 1. Aktive metaller i det periodiske system.

    Alle metaller er reduktionsmidler og skilles let med elektroner på det ydre energiniveau. Aktive metaller har kun en eller to valenselektroner. I dette tilfælde øges metalliske egenskaber fra top til bund med stigende antal energiniveauer, fordi Jo længere en elektron er fra kernen af ​​et atom, jo ​​lettere er det for det at adskille.

    Alkalimetaller betragtes som de mest aktive:

    • lithium;
    • natrium;
    • kalium;
    • rubidium;
    • cæsium;
    • fransk

    Jordalkalimetaller omfatter:

    • beryllium;
    • magnesium;
    • calcium;
    • strontium;
    • barium;
    • radium.

    Graden af ​​aktivitet af et metal kan bestemmes af den elektrokemiske række af metalspændinger. Jo længere til venstre for brint et grundstof er placeret, jo mere aktivt er det. Metaller til højre for brint er inaktive og kan kun reagere med koncentrerede syrer.

    Ris. 2. Elektrokemisk serie af spændinger af metaller.

    Listen over aktive metaller i kemi omfatter også aluminium, placeret i gruppe III og til venstre for brint. Aluminium er dog på grænsen til aktive og mellemaktive metaller og reagerer ikke med nogle stoffer under normale forhold.

    Ejendomme

    Aktive metaller er bløde (kan skæres med en kniv), lette og har et lavt smeltepunkt.

    De vigtigste kemiske egenskaber af metaller er præsenteret i tabellen.

    Reaktion

    Ligningen

    Undtagelse

    Alkalimetaller antændes spontant i luften, når de interagerer med ilt

    K + O 2 → KO 2

    Lithium reagerer kun med ilt ved høje temperaturer

    Jordalkalimetaller og aluminium danner oxidfilm i luft og antændes spontant ved opvarmning

    2Ca + O2 → 2CaO

    Reager med simple stoffer for at danne salte

    Ca + Br2 -> CaBr2;
    - 2Al + 3S → Al2S3

    Aluminium reagerer ikke med brint

    Reager voldsomt med vand og danner alkalier og brint


    - Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

    Reaktionen med lithium er langsom. Aluminium reagerer først med vand efter fjernelse af oxidfilmen

    Reager med syrer for at danne salte

    Ca + 2HCl → CaCl2 + H2;

    2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2

    Interager med saltopløsninger, først reagere med vand og derefter med salt

    2Na + CuCl2 + 2H2O:

    2Na + 2H20 → 2NaOH + H2;
    - 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl

    Aktive metaller reagerer let, så i naturen findes de kun i blandinger - mineraler, sten.

    Ris. 3. Mineraler og rene metaller.

    Hvad har vi lært?

    Aktive metaller omfatter elementer fra gruppe I og II - alkali- og jordalkalimetaller samt aluminium. Deres aktivitet er bestemt af atomets struktur - nogle få elektroner adskilles let fra det eksterne energiniveau. Det er bløde letmetaller, der hurtigt reagerer med simple og komplekse stoffer og danner oxider, hydroxider og salte. Aluminium er tættere på brint, og dets reaktion med stoffer kræver yderligere betingelser - høje temperaturer, ødelæggelse af oxidfilmen.

    Test om emnet

    Evaluering af rapporten

    Gennemsnitlig vurdering: 4.4. Samlede vurderinger modtaget: 388.