Метали – активні відновники з позитивним ступенем окиснення. Завдяки хімічним властивостям метали широко використовуються у промисловості, металургії, медицині, будівництві.
Активність металів
У реакціях атоми металів віддають валентні електрони та окислюються. Чим більше енергетичних рівнів та менше електронів має атом металу, тим легше йому віддавати електрони та вступати в реакції. Тому металеві властивості збільшуються зверху вниз і праворуч наліво таблиці Менделєєва.
Мал. 1. Зміна металевих властивостей у таблиці Менделєєва.
Активність простих речовин показано в електрохімічному ряді напруги металів. Ліворуч від водню знаходяться активні метали (активність збільшується до лівого краю), праворуч – неактивні.
Найбільшу активність виявляють лужні метали, що знаходяться в I групі періодичної таблиці і стоять ліворуч від водню в електрохімічному ряду напруг. Вони вступають у реакцію з багатьма речовинами вже за кімнатної температури. За ними йдуть лужноземельні метали, що входять до ІІ групи. Вони реагують з більшістю речовин під час нагрівання. Метали, що у електрохімічному ряду від алюмінію до водню (середньої активності) вимагають додаткових умов вступу у реакції.
Мал. 2. Електрохімічний ряд напруги металів.
Деякі метали виявляють амфотерні властивості чи подвійність. Метали, їх оксиди та гідроксиди реагують з кислотами та основами. Більшість металів реагує лише з деякими кислотами, заміщаючи водень та утворюючи сіль. Найбільш яскраво виражені двоїсті властивості виявляють:
- алюміній;
- свинець;
- цинк;
- залізо;
- мідь;
- берилій;
- хром.
Кожен метал здатний витісняти стоїть правіше за нього в електрохімічному ряду інший метал із солей. Метали, що знаходяться зліва від водню, витісняють його з розведених кислот.
Властивості
Особливості взаємодії металів із різними речовинами представлені у таблиці хімічних властивостей металів.
|
Реакція |
Особливості |
Рівняння |
|
З киснем |
Більшість металів утворює оксидні плівки. Лужні метали самозаймаються у присутності кисню. При цьому натрій утворює пероксид (Na 2 O 2), решта металів I групи - надпероксиди (RO 2). При нагріванні лужноземельні метали самозаймисті, метали середньої активності - окислюються. У взаємодію з киснем не вступають золото та платина |
4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + O 2 → Na 2 O 2; K + O 2 → KO 2; 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3; 2Cu + O 2 → 2CuO |
|
З воднем |
При кімнатній температурі реагують лужні, при нагріванні – лужноземельні. Берилій не входить у реакцію. Магнію додатково потрібен високий тиск |
Sr + H 2 → SrH 2; 2Na + H 2 → 2NaH; Mg + H 2 → MgH 2 |
|
Лише активні метали. Літій входить у реакцію при кімнатній температурі. Інші метали - при нагріванні |
6Li + N 2 → 2Li 3 N; 3 Ca + N 2 → Ca 3 N 2 |
|
|
З вуглецем |
Літій та натрій, решта - при нагріванні |
4Al + 3C → Al 3 C4; 2Li+2C → Li 2 C 2 |
|
Не взаємодіють золото та платина |
2K+S → K2S; Fe + S → FeS; Zn+S → ZnS |
|
|
З фосфором |
При нагріванні |
3Ca + 2P → Ca 3 P 2 |
|
З галогенами |
Не реагують лише малоактивні метали, мідь – при нагріванні |
Cu + Cl 2 → CuCl 2 |
|
Лужні та деякі лужноземельні метали. При нагріванні в умовах кислого або лужного середовища реагують метали середньої активності |
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2; Pb + H 2 O → PbO + H 2 |
|
|
З кислотами |
Метали ліворуч від водню. Мідь розчиняється у концентрованих кислотах |
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2; Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2; Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O |
|
З лугами |
Тільки амфотерні метали |
2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2 |
|
Активні заміняють менш активні метали |
3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al |
Метали взаємодіють між собою та утворюють інтерметалеві сполуки - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.
Застосування
Загальні хімічні властивості металів використовуються створення сплавів, миючих засобів, застосовуються в каталітичних реакціях. Метали присутні в акумуляторах, електроніці, несучих конструкціях.
Основні галузі застосування вказані у таблиці.
Мал. 3. Вісмут.
Що ми дізналися?
З уроку 9 класу хімії дізналися про основні хімічні властивості металів. Можливість взаємодіяти з простими та складними речовинами визначає активність металів. Чим активніший метал, тим легше він вступає в реакцію за звичайних умов. Активні метали реагують із галогенами, неметалами, водою, кислотами, солями. Амфотерні метали взаємодіють із лугами. Малоактивні метали не реагують із водою, галогенами, більшістю неметалів. Коротко розглянули галузі застосування. Метали використовуються у медицині, промисловості, металургії, електроніці.
Тест на тему
Оцінка доповіді
Середня оцінка: 4.4. Усього отримано оцінок: 70.
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ
За хімічними властивостями метали поділяють на:1 ) Активні (лужні та лужноземельні метали, Mg, Al, Zn та ін.)
2) Металисередньої активності (Fe, Cr, Mn та ін.);
3 )Малоактивні (Cu, Ag)
4) Шляхетні метали - Au, Pt, Pd та ін.
У реакціях – лише відновники. Атоми металів легко віддають електрони зовнішнього (а деякі - і передзовнішнього) електронного шару, перетворюючись на позитивні іони. Можливі ступені окислення Ме Найнижча 0,+1,+2,+3 Вища +4,+5,+6,+7,+8
1. ВЗАЄМОДІЯ З НЕМЕТАЛАМИ
1. З ВОДОРОДОМ
Реагують при нагріванні метали IA та IIA групи, крім берилію. Утворюються тверді нестійкі речовини гідриди, інші метали не реагують.
2K + H₂ = 2KH (гідрид калію)
Ca + H₂ = CaH₂
2.З КИСНЕМ
Реагують усі метали, окрім золота, платини. Реакція зі сріблом відбувається при високих температурах, але оксид срібла(II) практично не утворюється, оскільки він термічно нестійкий. Лужні метали за нормальних умов утворюють оксиди, пероксиди, надпероксиди (літій – оксид, натрій – пероксид, калій, цезій, рубідій – надпероксид
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K+O2=KO2 (надпероксид)
Інші метали головних подрупп за нормальних умов утворюють оксиди зі ступенем окислення, що дорівнює номеру групи 2Сa+O2=2СaO
2Сa+O2=2СaO
Метали побічних подруп утворюють оксиди за нормальних умов і при нагріванні оксиди різного ступеня окислення, а залізо залізну окалину Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (червоний) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чорний);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3
3. З ГАЛОГЕНАМИ
галогеніди (фториди, хлориди, броміди, йодиди). Лужні за нормальних умов з F, Cl, Br займаються:
2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид)
Лужноземельні та алюміній реагують за нормальних умов:
Зa+Cl2=ЗaCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Метали побічних підгруп при підвищених температурах
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид заліза (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(Не буває йодиду міді (+2)!)
4. ВЗАЄМОДІЯ З СІРОЮ
при нагріванні навіть у лужних металів, з ртуттю за нормальних умов. Реагують усі метали, крім золота та платини
зсірої – сульфіди: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (сульфід)
Зa+S=ЗaS(сульфід) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (чорний)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. ВЗАЄМОДІЯ З ФОСФОРОМ І АЗОТОМ
протікає при нагріванні (виключення: літій з азотом за нормальних умов):
з фосфором – фосфіди: 3Ca + 2 P=Са3P2,
З азотом - нітриди 6Li + N2 = 3Li2N (нітрид літію) (н.у.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (нітрид магнію) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂
6. ВЗАЄМОДІЯ З ВУГЛЕРОДОМ І КРЕМНІЄМ
протікає при нагріванні:
З вуглецем утворюються карбіди З вуглецем реагують лише найактивніші метали. З лужних металів карбіди утворюють літій та натрій, калій, рубідій, цезій не взаємодіють з вуглецем:
2Li + 2C = Li2C2, Са + 2С = СаС2
Метали – d-елементи утворюють із вуглецем сполуки нестехіометричного складу типу твердих розчинів: WC, ZnC, TiC – використовуються для отримання надтвердих сталей.
з кремнієм – силіциди: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З ВОДОЮ:
З водою реагують метали, що стоять до водню в електрохімічному ряді напруг. .
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
Зa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2
Інші метали реагують з водою тільки в розжареному стані, утворюючи оксиди (залізо – залізну окалину)
Zn + Н2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 З КИСНЕМ І ВОДОЮ
На повітрі залізо та хром легко окислюється у присутності вологи (іржавіння)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З ОКСИДАМИ
Метали (Al, Mg, Са), відновлюють при високій температурі неметали або менш активні метали з їх оксидів → неметал або малоактивний метал і оксид (кальційтермія, магнійтермія, алюмінотермія)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (терміт) 2Mg + CО2 = 2MgO + С + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO
10. З ОКСИДАМИ
Метали залізо та хром реагують з оксидами, зменшуючи ступінь окислення
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ ІЗ лугами
З лугами взаємодіють тільки ті метали, оксиди і гідроксиди яких мають амфотерні властивості ((Zn, Al, Cr(III), Fe(III) та ін.) Розплав → сіль металу + водень.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (цинкат натрію)
2Al + 2(NaOH · H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
РОЗЧИН → комплексна сіль металу + водень.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (тетрагідроксоцінкат натрію) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. ВЗАЄМОДІЯ З КИСЛОТАМИ (крім HNO3 і Н2SО4 (конц.)
Метали, що стоять в електрохімічному ряду напруг металів лівіше за водень, витісняють його з розведених кислот → сіль і водень
Запам'ятай! Азотна кислота ніколи не виділяє водень під час взаємодії з металами.
Мg + 2НС1 = МgСl2 + Н2
Al + 2НС1 = Al⁺³Сl₃ + Н2
13. РЕАКЦІЇ З СОЛЯМИ
Активні метали витісняють із солей менш активні. Відновлення із розчинів:
CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu
FeSO4 + Cu =РЕАКЦІЇНІ
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 +Зu
Відновлення металів із розплавів їх солей
3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 + Ti
Метали груп реагують з солями, знижуючи ступінь окислення
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
Метали займають у періодичній таблиці лівий нижній кут. Метали відносяться до сімейств s-елементів, d-елементів, f-елементів та частково – р-елементів.
Найбільш типовим властивістю металів є їхня здатність віддавати електрони і переходити в позитивно заряджені іони. Причому метали можуть виявляти лише позитивний ступінь окиснення.
Ме - ne = Me n +
1. Взаємодія металів із неметалами.
а ) Взаємодія металів із воднем .
З воднем безпосередньо реагують лужні та лужноземельні метали, утворюючи гідриди.
Наприклад:
Ca + H 2 = CaH 2
Утворюються нестехіометричні сполуки з іонною кристалічною структурою.
б) Взаємодія металів із киснем.
Усі метали крім Au, Ag, Pt окислюються киснем повітря.
Приклад:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (пероксид)
4K + O 2 = 2K 2 O
2Mg + O 2 = 2MgO
2Cu + O 2 = 2CuO
в) Взаємодія металів із галогенами.
Усі метали реагують із галогенами з утворенням галогенідів.
Приклад:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
В основному це іонні сполуки: MeHal n
г) Взаємодія металів із азотом.
З азотом взаємодіють лужні та лужноземельні метали.
приклад:
3 Ca + N 2 = Ca 3 N 2
Mg + N 2 = Mg 3 N 2 – нітрид.
д) Взаємодія металів із вуглецем.
З'єднання металів та вуглецю - карбіди. Вони утворюються при взаємодії розплавів із вуглецем. Активні метали утворюють з вуглецем стехіометричні сполуки:
4Al + 3C = Al 4 C 3
Метали – d-елементи утворюють сполуки нестехіометричного складу типу твердих розчинів: WC, ZnC, TiC – використовуються для отримання надтвердих сталей.
2. Взаємодія металів із водою.
З водою реагують метали, які мають негативніший потенціал, ніж окислювально-відновний потенціал води.
Активні метали більш активно реагують із водою, розкладаючи воду із виділенням водню.
Na + 2H 2 O = H 2 + 2NaOH
Менш активні метали повільно розкладають воду і процес гальмується через утворення нерозчинних речовин.
3. Взаємодія металів із розчинами солей.
Така реакція можлива, якщо реагуючий метал активніший, ніж у солі:
Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 B. = + 0,34 B.
Метал, що має більш негативний або менш позитивний стандартний електродний потенціал, витісняє інший метал з розчину його солі.
4. Взаємодія металів із розчинами лугів.
З лугами можуть взаємодіяти метали, що дають амфотерні гідрооксиди або володіють високими ступенями окиснення в присутності сильних окислювачів. При взаємодії металів із розчинами лугів, окислювачем є вода.
приклад:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2 - окислення
Zn 0 – відновник
1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - відновлення
H 2 O - окислювач
Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2
Метали, що володіють високими ступенями окиснення, можуть взаємодіяти з лугами при сплавленні:
4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Взаємодія металів із кислотами.
Це складні реакції, продукти взаємодії залежать від активності металу, від виду та концентрації кислоти та від температури.
За активністю метали умовно поділяються на активні, середньої та малоактивні.
Кислоти умовно поділяються на 2 групи:
I група - кислоти, що мають невисоку окислювальну здатність: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4(розб.) , H 3 PO 4 , H 2 S, окислювач тут H + . При взаємодії з металами виділяється кисень (H 2). З кислотами першої групи реагують метали, що мають негативний електродний потенціал.
II група - кислоти, що мають високу окисну здатність: H 2 SO 4(конц.) , HNO 3(розб.) , HNO 3(конц.) . У цих кислотах окислювачами є аніони кислоти: . Продукти відновлення аніону можуть бути різноманітними і залежать від активності металу.
H 2 S - з активними металами
H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - з металами середньої активності
SO 2 - з малоактивними металами
NH 3 (NH 4 NO 3) - з активними металами
HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - з металами середньої активності
NO - з малоактивними металами
HNO 3(конц.) - NO 2 - з металами будь-якої активності.
Якщо метали мають змінну валентність, то з кислотами I групи метали набувають нижчого позитивного ступеня окислення: Fe → Fe 2+ , Cr → Cr 2+ . При взаємодії з кислотами II групи - ступінь окислення +3: Fe → Fe 3+ Cr → Cr 3+ при цьому ніколи не виділяється водень.
Деякі метали (Fe, Cr, Al, Ti, Ni та ін) у розчинах сильних кислот, окислюючись, покриваються щільною оксидною плівкою, яка захищає метал від подальшого розчинення (пасивація), але при нагріванні оксидна плівка розчиняється, і реакція йде.
Малорозчинні метали, що мають позитивний електродний потенціал, можуть розчинятися в кислотах І групи, у присутності сильних окислювачів.
Під металами мають на увазі групу елементів, яка представлена у вигляді найпростіших речовин. Вони мають характерні властивості, а саме високу електро- і теплопровідність, позитивний температурний коефіцієнт опору, високу пластичність і металевий блиск.
Зауважимо, що із 118 хімічних елементів, які були відкриті на даний момент, до металів слід відносити:
- серед групи лужноземельних металів 6 елементів;
- серед лужних металів 6 елементів;
- серед перехідних металів 38;
- у групі легких металів 11;
- серед напівметалів 7 елементів,
- 14 серед лантаноїдів та лантан,
- 14 у групі актиноїдів та актиній,
- Поза визначенням знаходяться берилій і магній.
Виходячи з цього, до металів належать 96 елементів. Розглянемо докладніше, із чим реагують метали. Оскільки на зовнішньому електронному рівні у більшості металів знаходиться невелика кількість електронів від 1 до 3-х, то вони в більшості своїх реакцій можуть виступати як відновники (тобто вони віддають свої електрони іншим елементам).
Реакції з найпростішими елементами
- Крім золота та платини, абсолютно всі метали реагують із киснем. Зауважимо також, що реакція за високих температур відбувається зі сріблом, проте оксид срібла(II) при нормальних температурах не утворюється. Залежно від властивостей металу, в результаті реакції з киснем утворюються оксиди, надпероксиди та пероксиди.
Наведемо приклади кожної з хімічної освіти:
- оксид літію – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
- надпероксид калію - K + O 2 = KO 2;
- пероксид натрію – 2Na+O 2 =Na 2 O 2 .
Для того щоб отримати оксид з пероксиду, його потрібно відновити тим же металом. Наприклад, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. З малоактивними і середніми металами подібна реакція відбуватиметься лише за нагріванні, наприклад: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4 .
- З азотом метали можуть реагувати тільки з активними металами, проте при кімнатній температурі може взаємодіяти тільки літій, утворюючи при цьому нітриди – 6Li+N 2 =2Li 3 N, проте при нагріванні відбувається така хімічна реакція 2Al+N 2 =2AlN, 3Ca+N 2 = Ca 3 N 2 .
- З сіркою, як і з киснем, реагують абсолютно всі метали, причому винятком є золото і платина. Зауважимо, що залізо може взаємодіяти тільки при нагріванні із сіркою, утворюючи при цьому сульфід: Fe+S=FeS
- Тільки активні метали можуть реагувати з воднем. До них відносяться метали групи IA та IIA, крім берилію. Такі реакції можуть здійснюватись тільки при нагріванні, утворюючи гідриди.
Оскільки ступінь окислення водню вважається?1, то метали у разі виступають як відновники: 2Na+H 2 =2NaH.
- Реагують із вуглецем також найактивніші метали. Внаслідок цієї реакції утворюються ацетиленіди або метаніди.
Розглянемо які метали реагують з водою і що вони дають в результаті цієї реакції? Ацетилени при взаємодії з водою будуть ацетилен, а метан вийде в результаті реакції води з метанідами. Наведемо приклади даних реакцій:
- Ацетилен - 2Na + 2C = Na 2 C 2;
- Метан - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2 .
Реакція кислот із металами
Метали з кислотами також можуть реагувати по-різному. З усіма кислотами реагують ті метали, які у ряду стоять електрохімічної активності металів до водню.
Наведемо приклад реакції заміщення, що показує, із чим реагують метали. Інакше така реакція називається окислювально-відновною: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.
Деякі кислоти можуть взаємодіяти з металами, які стоять після водню: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.
Зауважимо, що така розбавлена кислота може реагувати з металом за наведеною класичною схемою: Mg+H 2 SO 4 =MgSO 4 +H 2 ^.
Якщо в періодичній таблиці елементів Д. І. Менделєєва провести діагональ від берилію до астату, то зліва внизу по діагоналі будуть знаходитися елементи-метали (до них відносяться елементи побічних підгруп, виділені синім кольором), а праворуч вгорі – елементи-неметали (виділені жовтим кольором). Елементи, розташовані поблизу діагоналі - напівметали або металоїди (B, Si, Ge, Sb та ін), мають подвійний характер (виділені рожевим кольором).
Як очевидно з малюнка, переважна більшість елементів є металами.
За своєю хімічною природою метали – це хімічні елементи, атоми яких віддають електрони із зовнішнього чи переднього енергетичного рівнів, утворюючи у своїй позитивно заряджені іони.
Практично всі метали мають порівняно великі радіуси та малу кількість електронів (від 1 до 3) на зовнішньому енергетичному рівні. Для металів характерні низькі значення електронегативності та відновлювальні властивості.
Найбільш типові метали розташовані на початку періодів (починаючи з другого), далі зліва направо металеві властивості слабшають. У групі зверху донизу металеві властивості посилюються, тому що збільшується радіус атомів (за рахунок збільшення числа енергетичних рівнів). Це призводить до зменшення електронегативності (здатності притягувати електрони) елементів та посилення відновлювальних властивостей (здатність віддавати електрони іншим атомам у хімічних реакціях).
Типовимиметалами є s-елементи (елементи IА-групи від Li до Fr. Елементи ПА-групи від Мg до Rа). Загальна електронна формула їх атомів ns 1-2. Їх характерні ступеня окислення + I і +II відповідно.
Невелика кількість електронів (1-2) на зовнішньому енергетичному рівні атомів типових металів передбачає легку втрату цих електронів та прояв сильних відновлювальних властивостей, що відбивають низькі значення електронегативності. Звідси випливає обмеженість хімічних властивостей та способів одержання типових металів.
Характерною особливістю типових металів є прагнення їх атомів утворювати катіони та іонні хімічні зв'язки з атомами неметалів. Сполуки типових металів з неметалами — це іонні кристали «катіон металааніон неметалу», наприклад, К + Вг — , Сa 2+ Про 2-. Катіони типових металів входять також до складу сполук зі складними аніонами - гідроксидів і солей, наприклад Мg 2+ (ON -) 2 , (Li +) 2СО 3 2-.
Метали А-груп, що утворюють діагональ амфотерності в Періодичній системі Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а також метали, що примикають до них (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не виявляють типово металевих властивостей. Загальна електронна формула їх атомів ns 2 np 0-4 передбачає більшу різноманітність ступенів окислення, більшу здатність утримувати власні електрони, поступове зниження їх відновлювальної здатності і поява окислювальної здатності, особливо у високих ступенях окислення (характерні приклади - сполуки Тl III, Рb IV, Vi v). Подібна хімічна поведінка характерна і для більшості (d-елементів, т. Е. Елементів Б-груп Періодичної системи (типові приклади - амфотерні елементи Сr і Zn).
Це прояв двоїстості (амфотерності) властивостей, одночасно металевих (основних) та неметалічних, обумовлено характером хімічного зв'язку. У твердому стані з'єднання нетипових металів з неметалами містять переважно ковалентні зв'язки (але менш міцні ніж зв'язки між неметалами). У розчині ці зв'язки легко розриваються, а сполуки дисоціюють на іони (повністю або частково). Наприклад, метал галій складається з молекул Ga 2 , у твердому стані хлориди алюмінію і ртуті (II) АlСl 3 і НgСl 2 містять сильно ковалентні зв'язки, але в розчині АlСl 3 дисоціює майже повністю, а НgСl 2 - дуже мало (та й то на іони НgСl + і Сl -).
Загальні фізичні властивості металів
Завдяки наявності вільних електронів («електронного газу») у кристалічній решітці всі метали виявляють такі характерні загальні властивості:
1) Пластичність- Здатність легко змінювати форму, витягуватися в дріт, прокочуватися в тонкі листи.
2) Металевий блискта непрозорість. Це пов'язано із взаємодією вільних електронів з падаючим на метал світлом.
3) Електропровідність. Пояснюється спрямованим рухом вільних електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. Під час нагрівання електропровідність зменшується, т.к. з підвищенням температури посилюються коливання атомів та іонів у вузлах кристалічних ґрат, що ускладнює спрямований рух «електронного газу».
4) Теплопровідність.Зумовлена високою рухливістю вільних електронів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури маси металу. Найбільша теплопровідність – у вісмуту та ртуті.
5) Твердість.Найтвердіший – хром (ріже скло); найм'якіші – лужні метали – калій, натрій, рубідій та цезій – ріжуться ножем.
6) Щільність.Вона тим менша, чим менша атомна маса металу і більший радіус атома. Найлегший – літій (ρ=0,53 г/см3); найважчий – осмій (ρ=22,6 г/см3). Метали, що мають щільність менше 5 г/см3, вважаються «легкими металами».
7) Температури плавлення та кипіння.Найлегший метал - ртуть (т.пл. = -39 ° C), найтугоплавкіший метал - вольфрам (t ° пл. = 3390 ° C). Метали з t°пл. вище 1000°C вважаються тугоплавкими, нижче низькоплавкими.
Загальні хімічні властивості металів
Сильні відновники: Me 0 - n → Me n +
Ряд напруг характеризує порівняльну активність металів в окисно-відновних реакціях у водних розчинах. 
I. Реакції металів із неметалами
1) З киснем:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) З сіркою:
Hg + S → HgS
3) З галогенами:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2
4) З азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) З фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) З воднем (реагують тільки лужні та лужноземельні метали):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
ІІ. Реакції металів із кислотами
1) Метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги до H відновлюють кислоти-неокислювачі до водню:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) З кислотами-окислювачами:
При взаємодії азотної кислоти будь-якої концентрації та концентрованої сірчаної з металами водень ніколи не виділяється! 
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 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
ІІІ. Взаємодія металів із водою
1) Активні (лужні та лужноземельні метали) утворюють розчинну основу (луг) і водень:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Метали середньої активності окислюються водою при нагріванні до оксиду:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Неактивні (Au, Ag, Pt) – не реагують.
IV. Витіснення більш активними металами менш активних металів із розчинів їх солей:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
У промисловості часто використовують не чисті метали, а їх суміші. сплави, У яких корисні властивості одного металу доповнюються корисними властивостями іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави міді з цинком ( латунь) є вже досить твердими та широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має високу пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав із магнієм, міддю та марганцем — дуралюмін (дюраль), який, не втрачаючи корисних властивостей алюмінію, набуває високої твердості та стає придатним в авіабудуванні. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це широко відомі чавуні сталь.
Метали у вільному вигляді є відновниками.Однак реакційна здатність деяких металів невелика через те, що вони покриті поверхневою оксидною плівкою, різною мірою стійкою до дії таких хімічних реактивів, як вода, розчини кислот та лугів.
Наприклад, свинець завжди покритий оксидною плівкою, для його переходу в розчин потрібно не тільки вплив реактиву (наприклад, розведеної азотної кислоти), а й нагрівання. Оксидна плівка на алюмінії перешкоджає реакції з водою, але під дією кислот і лугів руйнується. Пухка оксидна плівка (іржа), що утворюється на поверхні заліза у вологому повітрі, не заважає подальшому окисленню заліза.
Під дією концентрованихкислот на металах утворюється стійкаоксидна плівка. Це явище називається пасивацією. Так, у концентрованій сірчаної кислотипасивуються (і після цього не реагують з кислотою) такі метали, як Ве, Вi, З, Fе, Мg і Nb, а в концентрованій азотній кислоті - метали А1, Ве, Вi, З, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ , Тh та U.
При взаємодії з окислювачами в кислих розчинах більшість металів переходить в катіони, заряд яких визначається стійким ступенем окислення даного елемента в сполуках (Nа + Са 2+ А1 3+ Fe 2+ і Fе 3+)
Відновлювальна активність металів у кислому розчині передається рядом напруг. Більшість металів переводиться в розчин соляної та розведеної сірчаною кислотами, але Сu, Аg та Нg – лише сірчаною (концентрованою) та азотною кислотами, а Рt та Аі – «царською горілкою».
Корозія металів
Небажаною хімічною властивістю металів є їх , тобто активне руйнування (окислення) при контакті з водою та під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія).Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді, у результаті утворюється іржа, і вироби розсипаються на порошок.
Корозія металів протікає у воді також через присутність розчинених газів 2 і 2 ; створюється кислотне середовище, і катіони Н + витісняються активними металами у вигляді водню Н 2 ( воднева корозія).
Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів ( контактна корозія).Між одним металом, наприклад Fе, іншим металом, наприклад Sn або Сu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Ре), до менш активного металу (Sn, Сu), і більш активний метал руйнується (кородує).
Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, вкрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).
Опір корозії для даного металу посилюється при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом чи виготовлення сплаву заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталь, що містить хром ( нержавіюча сталь), мають високу корозійну стійкість.
електрометалургія, Т. е. отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів солей;
пірометалургія, Т. е. відновлення металів з руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза в доменному процесі);
гідрометалургія, Т. е. виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СуSO 4 дією цинку, заліза або алюмінію).
У природі іноді зустрічаються самородні метали (характерні приклади - Аg, Аu, Рt, Нg), але частіше метали знаходяться у вигляді сполук ( металеві руди). За поширеністю в земній корі метали різні: від найпоширеніших - Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до рідкісних - Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.