Con cosa reagiscono i metalli? Proprietà chimiche di sostanze semplici di metalli e non metalli.

La struttura degli atomi di metallo determina non solo le proprietà fisiche caratteristiche delle sostanze semplici - i metalli, ma anche le loro proprietà chimiche generali.

Con una grande varietà, tutte le reazioni chimiche dei metalli sono redox e possono essere di due soli tipi: composti e sostituzioni. I metalli sono in grado di donare elettroni durante le reazioni chimiche, cioè sono agenti riducenti, mostrando solo uno stato di ossidazione positivo nei composti risultanti.

In termini generali, ciò può essere espresso dal seguente schema:
е 0 - ne → Io + n,
dove Me è un metallo - una sostanza semplice, e Me 0 + n è un metallo - un elemento chimico in un composto.

I metalli sono in grado di donare i loro elettroni di valenza ad atomi di non metalli, ioni idrogeno, ioni di altri metalli e quindi reagiranno con i non metalli: sostanze semplici, acqua, acidi, sali. Tuttavia, la capacità di riduzione dei metalli è diversa. La composizione dei prodotti della reazione dei metalli con varie sostanze dipende anche dalla capacità ossidante delle sostanze e dalle condizioni in cui si svolge la reazione.

Ad alte temperature, la maggior parte dei metalli brucia in ossigeno:

2Mg + O2 = 2MgO

Solo l'oro, l'argento, il platino e alcuni altri metalli non vengono ossidati in queste condizioni.

Molti metalli reagiscono con gli alogeni senza riscaldarsi. Ad esempio, la polvere di alluminio, se miscelata con bromo, si accende:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Quando i metalli interagiscono con l'acqua, in alcuni casi si formano idrossidi. In condizioni normali, i metalli alcalini, così come il calcio, lo stronzio, il bario, interagiscono molto attivamente con l'acqua. Lo schema di questa reazione in generale assomiglia a questo:

е + HOH → Me (OH) n + H 2

Altri metalli reagiscono con l'acqua quando vengono riscaldati: il magnesio quando bolle, il ferro nel vapore acqueo quando bolle in rosso. In questi casi si ottengono ossidi metallici.

Se il metallo reagisce con un acido, fa parte del sale risultante. Quando il metallo interagisce con soluzioni acide, può essere ossidato dagli ioni idrogeno presenti in questa soluzione. L'equazione ionica abbreviata in forma generale può essere scritta come segue:

Io + nH + → Io n + + H 2

Gli anioni di acidi contenenti ossigeno come gli acidi solforico e nitrico concentrati hanno proprietà ossidanti più forti degli ioni idrogeno. Pertanto, quei metalli che non sono in grado di essere ossidati dagli ioni idrogeno reagiscono con questi acidi, ad esempio rame e argento.

Quando i metalli interagiscono con i sali, si verifica una reazione di sostituzione: gli elettroni dagli atomi del metallo sostitutivo - più attivo passano agli ioni del metallo sostituito - meno attivo. Quindi la rete è la sostituzione del metallo con il metallo nei sali. Queste reazioni non sono reversibili: se il metallo A sposta il metallo B dalla soluzione salina, allora il metallo B non sposterà il metallo A dalla soluzione salina.

In ordine decrescente di attività chimica manifestata nelle reazioni di spostamento dei metalli l'uno dall'altro da soluzioni acquose dei loro sali, i metalli si trovano nella serie elettrochimica di tensioni (attività) dei metalli:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

I metalli situati a sinistra in questa riga sono più attivi e sono in grado di spostare i seguenti metalli dalle soluzioni saline.

L'idrogeno è incluso nella serie elettrochimica delle tensioni dei metalli, come l'unico non metallo che condivide una proprietà comune con i metalli: formare ioni con carica positiva. Pertanto, l'idrogeno sostituisce alcuni metalli nei loro sali e può essere esso stesso sostituito da molti metalli negli acidi, ad esempio:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

I metalli nella serie elettrochimica di tensioni fino all'idrogeno lo spostano da soluzioni di molti acidi (cloridrico, solforico, ecc.), e tutti quelli che lo seguono, ad esempio, non spostano il rame.

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Le equazioni di reazione per il rapporto dei metalli:

• a) alle sostanze semplici: ossigeno, idrogeno, alogeni, zolfo, azoto, carbonio;
• b) a sostanze complesse: acqua, acidi, alcali, sali.

1. I metalli includono elementi s dei gruppi I e II, tutti gli elementi s, elementi p del gruppo III (eccetto boro), nonché stagno e piombo (gruppo IV), bismuto (gruppo V) e polonio (gruppo VI) . La maggior parte dei metalli ha 1-3 elettroni a livello di energia esterna. Negli atomi dell'elemento d, all'interno dei periodi da sinistra a destra, vengono riempiti i sottolivelli d dello strato pre-esterno.
2. Le proprietà chimiche dei metalli sono dovute alla struttura caratteristica dei loro gusci elettronici esterni.

All'interno del periodo, con un aumento della carica nucleare, i raggi degli atomi con lo stesso numero di gusci elettronici diminuiscono. Gli atomi dei metalli alcalini hanno i raggi più grandi. Più piccolo è il raggio dell'atomo, maggiore è l'energia di ionizzazione e maggiore è il raggio dell'atomo, minore è l'energia di ionizzazione. Poiché gli atomi di metallo hanno i raggi più grandi degli atomi, sono caratterizzati principalmente da bassi valori di energia di ionizzazione e affinità elettronica. I metalli liberi presentano proprietà estremamente riducenti.

3) I metalli formano ossidi, ad esempio:

Solo i metalli alcalini e alcalino terrosi reagiscono con l'idrogeno, formando idruri:

I metalli reagiscono con gli alogeni, formando alogenuri, con zolfo - solfuri, con azoto - nitruri, con carbonio - carburi.

Con un aumento del valore algebrico del potenziale dell'elettrodo standard del metallo E 0 nella serie di tensioni, diminuisce la capacità del metallo di reagire con l'acqua. Quindi, il ferro reagisce con l'acqua solo a temperature molto elevate:

I metalli con un valore positivo del potenziale dell'elettrodo standard, cioè in piedi dopo l'idrogeno nella serie di tensioni, non reagiscono con l'acqua.

Le reazioni dei metalli con gli acidi sono caratteristiche. I metalli con un valore E 0 negativo spostano l'idrogeno dalle soluzioni di HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, ecc.

Un metallo con un valore E 0 inferiore sposta un metallo con un valore E 0 elevato dalle soluzioni saline:

I più importanti composti del calcio ottenuti nell'industria, le loro proprietà chimiche e metodi di produzione.

L'ossido di calcio CaO è chiamato calce viva. Si ottiene calcinando il calcare CaCO 3 -> CaO + CO, ad una temperatura di 2000°C. L'ossido di calcio ha le proprietà di un ossido basico:

a) reagisce con l'acqua con il rilascio di una grande quantità di calore:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (calce spenta).

b) reagisce con acidi, formando sale e acqua:

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

c) reagisce con gli ossidi acidi per formare un sale:

CaO + C0 2 = CaCO 3

L'idrossido di calcio Ca (OH) 2 viene utilizzato sotto forma di calce spenta, latte di calce e acqua di calce.

Il latte di lime è un impasto liquido formato dalla miscelazione di calce idrata in eccesso con acqua.

L'acqua di calce è una soluzione limpida ottenuta filtrando il latte di calce. Utilizzato in laboratorio per rilevare il monossido di carbonio (IV).

Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

Con la trasmissione prolungata di monossido di carbonio (IV), la soluzione diventa trasparente, poiché si forma un sale acido, solubile in acqua:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2

Se la soluzione trasparente risultante di bicarbonato di calcio viene riscaldata, si verifica nuovamente la torbidità, poiché precipita un precipitato di CaCO 3:

Lezione 11. Proprietà chimiche dei metalli.

Interazione dei metalli con semplici ossidanti. Il rapporto tra metalli e acqua, soluzioni acquose di acidi, alcali e sali. Il ruolo del film di ossido e dei prodotti di ossidazione. Interazione dei metalli con acido nitrico e acido solforico concentrato.

I metalli includono tutti gli elementi s, d, f, nonché gli elementi p situati nella parte inferiore del sistema periodico dalla diagonale disegnata dal boro all'astato. Nelle sostanze semplici di questi elementi si realizza un legame metallico. Gli atomi di metallo hanno pochi elettroni sul guscio elettronico esterno, nella quantità di 1, 2 o 3. I metalli mostrano proprietà elettropositive e hanno una bassa elettronegatività, inferiore a due.

I metalli hanno caratteristiche caratteristiche. Questi sono solidi, più pesanti dell'acqua, con una lucentezza metallica. I metalli hanno un'elevata conduttività termica ed elettrica. Sono caratterizzati dall'emissione di elettroni sotto l'influenza di varie influenze esterne: irraggiamento con luce, riscaldamento, rottura (emissione esoelettronica).

La caratteristica principale dei metalli è la loro capacità di donare elettroni ad atomi e ioni di altre sostanze. I metalli sono agenti riducenti nella stragrande maggioranza dei casi. E questa è la loro caratteristica proprietà chimica. Considera il rapporto tra metalli e ossidanti tipici, che includono sostanze semplici: non metalli, acqua, acidi. La tabella 1 fornisce informazioni sul rapporto tra metalli e ossidanti semplici.

Tabella 1

Il rapporto tra metalli e ossidanti semplici

Tutti i metalli reagiscono con il fluoro. L'eccezione è alluminio, ferro, nichel, rame, zinco in assenza di umidità. Dopo la reazione con il fluoro, questi elementi inizialmente formano pellicole di fluoro che proteggono i metalli da ulteriori reazioni.

Nelle stesse condizioni e ragioni, il ferro viene passivato per reazione con il cloro. In relazione all'ossigeno, non tutti, ma solo un certo numero di metalli formano densi film protettivi di ossido. Con il passaggio dal fluoro all'azoto (tabella 1) l'attività ossidativa diminuisce e quindi un numero crescente di metalli non viene ossidato. Ad esempio, solo il litio e i metalli alcalino-terrosi reagiscono con l'azoto.

Il rapporto tra metalli e acqua e soluzioni acquose di agenti ossidanti.

Nelle soluzioni acquose, l'attività riducente di un metallo è caratterizzata dal valore del suo potenziale redox standard. Dall'intera serie di potenziali redox standard, si distinguono un numero di tensioni metalliche, che è indicato nella Tabella 2.

Tavolo 2

Una gamma di metalli di stress

Agente ossidante	Equazione del processo dell'elettrodo	Potenziale standard dell'elettrodo φ 0, V	Agente riducente	Attività condizionale degli agenti riducenti
Li +	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Attivo
Rb +	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Attivo
K +	K + + e - = K	-2,925	K	Attivo
Cs +	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Attivo
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Circa	Attivo
Na +	Na + + e - = Na	-2,714	N / A	Attivo
mg 2+	Mg 2+ +2 e - = Mg	-2,363	Mg	Attivo
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Attivo
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	mer attività
Mn 2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	mn	mer attività
Cr 2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Cr	mer attività
H2O	2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -	-0,826	H2, pH = 14	mer attività
Zn 2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	mer attività
Cr 3+	Cr 3+ + 3e - = Cr	-0,744	Cr	mer attività
Fe 2+	Fe 2+ + e - = Fe	-0,440	Fe	mer attività
H2O	2H 2 O + e - = H 2 + 2OH -	-0,413	H2, pH = 7	mer attività
Cd 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	Cd	mer attività
Co2+	Co 2+ +2 e - = Co	-0,227	Co	mer attività
Ni 2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	mer attività
Sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	Sn	mer attività
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	mer attività
Fe 3+	Fe 3+ + 3e - = Fe	-0,036	Fe	mer attività
H +	2H + + 2e - = H2		H2, pH = 0	mer attività
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Piccolo attivo
Cu 2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Piccolo attivo
Cu +	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Piccolo attivo
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Piccolo attivo
Ag +	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Piccolo attivo
Hg2+	Hg 2+ + 2e - = Hg	0,854	Hg	Piccolo attivo
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Piccolo attivo
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Piccolo attivo
Au +	Au + + e - = Au	1,691	Au	Piccolo attivo

Questa serie di tensioni mostra anche i valori dei potenziali dell'elettrodo dell'elettrodo a idrogeno in mezzi acidi (pH = 0), neutri (pH = 7), alcalini (pH = 14). La posizione di questo o quel metallo nella serie di sollecitazioni caratterizza la sua capacità di redox interazioni in soluzioni acquose in condizioni standard. Gli ioni metallici sono agenti ossidanti e i metalli sono agenti riducenti. Più il metallo si trova nella serie di tensioni, più forte è l'agente ossidante in una soluzione acquosa i suoi ioni. Più il metallo è vicino all'inizio della riga, più potente è l'agente riducente.

I metalli sono in grado di sostituirsi a vicenda dalle soluzioni saline. La direzione della reazione è determinata in questo caso dalla loro posizione relativa nella serie di tensioni. Va tenuto presente che i metalli attivi spostano l'idrogeno non solo dall'acqua, ma anche da qualsiasi soluzione acquosa. Pertanto, lo spostamento reciproco dei metalli dalle soluzioni dei loro sali si verifica solo nel caso di metalli situati in una serie di sollecitazioni dopo il magnesio.

Tutti i metalli sono divisi in tre gruppi convenzionali, che si riflette nella tabella seguente.

Tabella 3

Divisione convenzionale dei metalli

Interazione con l'acqua. Lo ione idrogeno è l'agente ossidante nell'acqua. Pertanto, solo quei metalli possono essere ossidati dall'acqua, i cui potenziali standard dell'elettrodo sono inferiori al potenziale degli ioni idrogeno nell'acqua. Dipende dal pH del mezzo ed è uguale a

= -0,059 .

In un ambiente neutro (pH = 7) φ = -0,41 V. La natura dell'interazione dei metalli con l'acqua è presentata nella Tabella 4.

I metalli dall'inizio della serie, che hanno un potenziale molto più negativo di -0,41 V, spostano l'idrogeno dall'acqua. Ma già il magnesio sposta l'idrogeno solo dall'acqua calda. Di solito, i metalli situati tra il magnesio e il piombo non spostano l'idrogeno dall'acqua. Sulla superficie di questi metalli si formano film di ossido che hanno un effetto protettivo.

Tabella 4

Interazione dei metalli con l'acqua in un ambiente neutro

Interazione dei metalli con acido cloridrico.

L'agente ossidante nell'acido cloridrico è lo ione idrogeno. Il potenziale dell'elettrodo standard di uno ione idrogeno è zero. Pertanto, tutti i metalli attivi e i metalli di media attività devono reagire con un acido. La passivazione appare solo per il piombo.

Tabella 5

Interazione dei metalli con acido cloridrico

Il rame può essere sciolto in acido cloridrico molto concentrato, nonostante appartenga a metalli a bassa attività.

L'interazione dei metalli con l'acido solforico è diversa e dipende dalla sua concentrazione.

Interazione dei metalli con acido solforico diluito. L'interazione con l'acido solforico diluito viene effettuata allo stesso modo dell'acido cloridrico.

Tabella 6

Interazione dei metalli con acido solforico diluito

L'acido solforico diluito si ossida con il suo ione idrogeno. Interagisce con quei metalli i cui potenziali elettrodici sono inferiori a quelli dell'idrogeno. Il piombo non si dissolve nell'acido solforico alla sua concentrazione inferiore all'80%, poiché il sale di PbSO 4 formato durante l'interazione del piombo con l'acido solforico è insolubile e crea un film protettivo sulla superficie del metallo.

Interazione di metalli con acido solforico concentrato.

Nell'acido solforico concentrato, lo zolfo allo stato di ossidazione +6 agisce come agente ossidante. Fa parte dello ione solfato SO 4 2-. Pertanto, un acido concentrato ossida tutti i metalli, il cui potenziale di elettrodo standard è inferiore a quello dell'agente ossidante. Il valore più alto del potenziale dell'elettrodo nei processi elettrodici con la partecipazione dello ione solfato come ossidante è 0,36 V. Di conseguenza, alcuni metalli a bassa attività reagiscono con l'acido solforico concentrato.

Per i metalli di media attività (Al, Fe) avviene la passivazione per formazione di densi film di ossido. Lo stagno viene ossidato allo stato tetravalente con la formazione di solfato di stagno (IV):

Sn + 4 H 2 SO 4 (conc.) = Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tabella 7

Interazione di metalli con acido solforico concentrato

Il piombo viene ossidato allo stato bivalente per formare idrogeno solfato di piombo solubile. Il mercurio si dissolve in acido solforico concentrato caldo per formare solfati di mercurio (I) e mercurio (II). Anche l'argento si dissolve in acido solforico concentrato bollente.

Va tenuto presente che più il metallo è attivo, più profondo è il grado di riduzione dell'acido solforico. Con i metalli attivi, l'acido viene ridotto principalmente ad idrogeno solforato, sebbene siano presenti anche altri prodotti. Per esempio

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O;

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Interazione dei metalli con acido nitrico diluito.

Nell'acido nitrico, l'azoto allo stato di ossidazione +5 agisce come agente ossidante. Il valore massimo del potenziale dell'elettrodo per lo ione nitrato dell'acido diluito come agente ossidante è 0,96 V. A causa di un valore così elevato, l'acido nitrico è un agente ossidante più forte dell'acido solforico. Ciò è evidente dal fatto che l'acido nitrico ossida l'argento. L'acido si riduce più profondo, più attivo è il metallo e più diluito è l'acido.

Tabella 8

Interazione dei metalli con acido nitrico diluito

Interazione dei metalli con acido nitrico concentrato.

L'acido nitrico concentrato viene solitamente ridotto a biossido di azoto. L'interazione dell'acido nitrico concentrato con i metalli è presentata nella tabella 9.

Quando l'acido viene utilizzato in carenza e senza agitazione, i metalli attivi lo riducono ad azoto e i metalli di media attività a monossido di carbonio.

Tabella 9

Interazione di acido nitrico concentrato con metalli

Interazione dei metalli con soluzioni alcaline.

I metalli non possono essere ossidati con alcali. Questo perché i metalli alcalini sono forti agenti riducenti. Pertanto, i loro ioni sono gli agenti ossidanti più deboli e non presentano proprietà ossidanti in soluzioni acquose. Tuttavia, in presenza di alcali, l'effetto ossidante dell'acqua si manifesta in misura maggiore rispetto alla loro assenza. A causa di ciò, nelle soluzioni alcaline, i metalli vengono ossidati con acqua per formare idrossidi e idrogeno. Se l'ossido e l'idrossido sono composti anfoteri, si dissolveranno in una soluzione alcalina. Di conseguenza, i metalli passivi nell'acqua pura interagiscono vigorosamente con le soluzioni alcaline.

Tabella 10

Interazione dei metalli con soluzioni alcaline

Il processo di dissoluzione si presenta sotto forma di due fasi: l'ossidazione del metallo con acqua e la dissoluzione dell'idrossido:

Zn + 2HOH = Zn (OH) 2 + H 2;

Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2.

I metalli sono agenti riducenti attivi con uno stato di ossidazione positivo. A causa delle loro proprietà chimiche, i metalli sono ampiamente utilizzati nell'industria, nella metallurgia, nella medicina e nell'edilizia.

Attività del metallo

Nelle reazioni, gli atomi di metallo donano elettroni di valenza e vengono ossidati. Più livelli di energia e meno elettroni ha un atomo di metallo, più è facile donare elettroni ed entrare in reazioni. Pertanto, le proprietà metalliche aumentano dall'alto verso il basso e da destra a sinistra nella tavola periodica.

Riso. 1. Cambiamento delle proprietà metalliche nella tavola periodica.

L'attività delle sostanze semplici è mostrata nella serie elettrochimica delle tensioni metalliche. A sinistra dell'idrogeno ci sono i metalli attivi (l'attività aumenta a sinistra), a destra quelli inattivi.

I più attivi sono i metalli alcalini nel gruppo I della tavola periodica ea sinistra dell'idrogeno nella serie elettrochimica dei voltaggi. Reagiscono con molte sostanze già a temperatura ambiente. Seguono i metalli alcalino-terrosi compresi nel gruppo II. Reagiscono con la maggior parte delle sostanze quando vengono riscaldate. I metalli nell'intervallo elettrochimico dall'alluminio all'idrogeno (attività media) richiedono condizioni aggiuntive per entrare nelle reazioni.

Riso. 2. Gamma elettrochimica di tensioni metalliche.

Alcuni metalli presentano proprietà anfotere o dualità. I metalli, i loro ossidi e idrossidi reagiscono con acidi e basi. La maggior parte dei metalli reagisce solo con alcuni acidi per sostituire l'idrogeno e formare il sale. Le proprietà duali più pronunciate si manifestano con:

• alluminio;
• guida;
• zinco;
• ferro da stiro;
• rame;
• berillio;
• cromo.

Ciascun metallo è in grado di sostituire l'altro metallo dai sali che si trovano alla sua destra nella fila elettrochimica. I metalli a sinistra dell'idrogeno lo spostano dagli acidi diluiti.

Proprietà

Le peculiarità dell'interazione dei metalli con varie sostanze sono presentate nella tabella delle proprietà chimiche dei metalli.

Reazione	Peculiarità	L'equazione
Con ossigeno	La maggior parte dei metalli forma film di ossido. I metalli alcalini si accendono spontaneamente in presenza di ossigeno. In questo caso, il sodio forma perossido (Na 2 O 2), il resto dei metalli del gruppo I - superossidi (RO 2). Quando riscaldati, i metalli alcalino-terrosi si accendono spontaneamente, i metalli di media attività si ossidano. Oro e platino non interagiscono con l'ossigeno	4Li + O2 → 2Li2O; 2Na + O2 → Na2O2; K + O 2 → KO 2; 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3; 2Cu + O2 → 2CuO
Con idrogeno	A temperatura ambiente, reagisce alcalino, quando riscaldato - alcalino-terroso. Il berillio non reagisce. Il magnesio necessita inoltre di alta pressione	Sr + H2 → SrH2; 2Na + H2 → 2NaH; Mg + H2 → MgH2
	Solo metalli attivi. Il litio reagisce a temperatura ambiente. Altri metalli - quando riscaldato	6Li + N2 → 2Li3N; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2
Con carbonio	Litio e sodio, il resto - se riscaldato	4Al + 3C → Al 3 C4; 2Li + 2C → Li2C 2
	Oro e platino non interagiscono	2K + S → K 2 S; Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS
Con fosforo	Quando riscaldato	3Ca + 2P → Ca 3 P 2
Con alogeni	Solo i metalli a bassa attività non reagiscono, il rame - quando riscaldato	Cu + Cl2 → CuCl2
	Alcali e alcuni metalli alcalino-terrosi. Quando riscaldati, in ambiente acido o alcalino, i metalli di media attività reagiscono	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2; Pb + H2O → PbO + H2
Con acidi	Metalli a sinistra dell'idrogeno. Il rame si dissolve in acidi concentrati	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
Con alcali	Solo metalli anfoteri	2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2
	Active sostituisce i metalli meno attivi	3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

I metalli interagiscono tra loro e formano composti intermetallici - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Applicazione

Le proprietà chimiche generali dei metalli vengono utilizzate per creare leghe, detergenti e vengono utilizzate nelle reazioni catalitiche. I metalli si trovano nelle batterie, nell'elettronica e nelle strutture portanti.

Nella tabella sono riportati i principali campi di applicazione.

Riso. 3. Bismuto.

Cosa abbiamo imparato?

Dalla lezione di chimica della nona elementare, hanno appreso le proprietà chimiche di base dei metalli. La capacità di interagire con sostanze semplici e complesse determina l'attività dei metalli. Più il metallo è attivo, più facilmente reagisce in condizioni normali. I metalli attivi reagiscono con alogeni, non metalli, acqua, acidi, sali. I metalli anfoteri interagiscono con gli alcali. I metalli a bassa attività non reagiscono con l'acqua, gli alogeni e la maggior parte dei non metalli. Brevemente passato in rassegna i settori di applicazione. I metalli sono usati in medicina, industria, metallurgia ed elettronica.

Prova per argomento

Valutazione del rapporto

Voto medio: 4.4. Voti totali ricevuti: 70.

È noto che tutte le sostanze semplici possono essere suddivise condizionatamente in sostanze semplici: metalli e sostanze semplici: non metalli.

I METALLI, secondo la definizione di MV Lomonosov, sono "corpi leggeri che possono essere forgiati". Di solito si tratta di materiali lucidi malleabili con elevata conduttività termica ed elettrica. Queste proprietà fisiche e molte chimiche dei metalli sono associate alla capacità dei loro atomi di donare elettroni.

I NON METALLI, invece, sono in grado di AGGIUNGERE elettroni nei processi chimici. La maggior parte dei non metalli presenta proprietà opposte ai metalli: non brillano, non conducono corrente elettrica, non forgiano. Essendo di fronte per proprietà, metalli e non metalli reagiscono facilmente tra loro.

Questa parte del Self-Tutorial è dedicata a una breve delucidazione delle proprietà dei metalli e dei non metalli. Quando si descrivono le proprietà degli elementi, è consigliabile attenersi al seguente schema logico:

1. Innanzitutto, descrivi la struttura dell'atomo (indica la distribuzione degli elettroni di valenza), trai una conclusione sull'appartenenza di un dato elemento a metalli o non metalli, determina i suoi stati di valenza (stati di ossidazione) - vedi lezione 3;

2. Quindi descrivere le proprietà di una sostanza semplice componendo le equazioni di reazione

• con ossigeno;
• con idrogeno;
• con metalli (per non metalli) o con non metalli (per metalli);
• con acqua;
• con acidi o alcali (ove possibile);
• con soluzioni saline;

3. Quindi è necessario descrivere le proprietà dei composti più importanti (composti dell'idrogeno, ossidi, idrossidi, sali). In questo caso, si dovrebbe prima determinare la natura (acida o basica) di un dato composto e quindi, ricordando le proprietà dei composti di questa classe, elaborare le necessarie equazioni di reazione;

4. E infine, è necessario descrivere le reazioni qualitative ai cationi (anioni) contenenti questo elemento, i metodi per ottenere una sostanza semplice e i composti più importanti di questo elemento chimico, indicare l'applicazione pratica delle sostanze studiate di questo elemento.

Quindi, se determini che un ossido è acido, allora reagirà con acqua, ossidi basici, basi (vedi lezione 2.1) e un idrossido acido (acido) gli corrisponderà. Quando si descrivono le proprietà di questo acido, è utile guardare anche la sezione corrispondente: lezione 2.2.

I metalli sono sostanze semplici i cui atomi possono solo regalare elettroni. Questa caratteristica dei metalli è dovuta al fatto che a livello esterno di questi atomi pochi si trovano elettroni (il più delle volte da 1 a 3) o elettroni esterni lontano dal nucleo... Meno elettroni a livello esterno dell'atomo e più lontani dal nucleo, più attivo è il metallo (le sue proprietà metalliche sono più pronunciate).

Compito 8.1. Quale metallo è più attivo:

Denominare gli elementi chimici A, B, C, D.

I metalli e i non metalli nella tavola periodica degli elementi chimici (PSM) di Mendeleev sono separati da una linea tracciata dal boro all'astato. Sopra questa linea a sottogruppi principali sono non metalli(vedi lezione 3). Il resto degli elementi chimici sono metalli.

Compito 8.2. Quali dei seguenti sono metalli: silicio, piombo, antimonio, arsenico, selenio, cromo, polonio?

Domanda. Come puoi spiegare il fatto che il silicio è un non metallo e il piombo è un metallo, sebbene abbiano lo stesso numero di elettroni esterni?

Una caratteristica essenziale degli atomi di metallo è il loro ampio raggio e la presenza di elettroni di valenza debolmente legati al nucleo. Per tali atomi, l'energia di ionizzazione * è piccola.

* ENERGIA DI IONIZZAZIONEè uguale al lavoro speso per rimuovere un elettrone esterno dall'atomo (per ionizzazione atomo), che si trova nello stato di energia fondamentale.

Parte degli elettroni di valenza dei metalli, staccati dagli atomi, diventano "liberi". Gli elettroni "liberi" si muovono facilmente tra atomi e ioni di metalli nel cristallo, formando un "gas di elettroni" (Fig. 28).

Nel momento successivo, qualsiasi elettrone "libero" può essere attratto da qualsiasi catione e qualsiasi atomo di metallo può donare un elettrone e trasformarsi in uno ione (questi processi sono mostrati in Fig. 28 da linee tratteggiate).

Pertanto, la struttura interna di un metallo è come una torta a strati, in cui "strati" di atomi e ioni metallici caricati positivamente si alternano a "strati" elettronici e ne sono attratti. Il miglior modello della struttura interna di un metallo è una pila di lastre di vetro inumidite con acqua: è molto difficile strappare una lastra dall'altra (metalli forti) ed è molto facile spostare una lastra rispetto all'altra (metalli di plastica ) (figura 29).

Compito 8.3. Crea un tale "modello" di metallo e verifica queste proprietà.

Il legame chimico effettuato a spese degli elettroni "liberi" si chiama legame metallico.

Anche gli elettroni "liberi" forniscono tale fisico proprietà dei metalli come conducibilità elettrica e termica, duttilità (malleabilità) e lucentezza metallica.

Compito 8.4. Trova oggetti di metallo a casa.

Completando questo compito, puoi facilmente trovare utensili in metallo in cucina: pentole, padelle, forchette, cucchiai. Macchine, aerei, automobili, locomotive diesel e utensili sono fatti di metalli e loro leghe. La civiltà moderna è impossibile senza metalli, poiché anche i cavi elettrici sono fatti di metalli: Cu e Al. Solo i metalli sono adatti per ricevere antenne per ricevitori radiofonici e televisivi e i migliori specchi sono fatti di metalli. In questo caso, non vengono utilizzati più metalli puri, ma le loro miscele (soluzioni solide) - LEGHE.

leghe

I metalli formano facilmente leghe - materiali con proprietà metalliche e costituiti da due o più elementi chimici (sostanze semplici), di cui almeno uno è un metallo. Molte leghe metalliche hanno un unico metallo di base con aggiunte minori di altri componenti. In linea di principio, è difficile tracciare un chiaro confine tra metalli e leghe, poiché anche i metalli più puri contengono impurità "in tracce" di altri elementi chimici.

Tutti gli articoli di cui sopra - macchine utensili, aeroplani, automobili, pentole, forchette, cucchiai, gioielli - sono realizzati in leghe. I metalli impuri (componenti di lega) molto spesso cambiano le proprietà del metallo di base in meglio, da un punto di vista umano, lato. Ad esempio, sia il ferro che l'alluminio sono metalli abbastanza teneri. Ma, quando combinati tra loro o con altri componenti, si trasformano in acciaio, duralluminio e altri materiali di costruzione durevoli. Considera le proprietà delle leghe più comuni.

Acciaio sono leghe ferro con carbonio contenente quest'ultimo fino al 2%. Gli acciai legati includono anche altri elementi chimici: cromo, vanadio, nichel. Vengono prodotti più acciai di qualsiasi altro metallo e leghe, ed è difficile elencare tutti i loro possibili usi. L'acciaio a basso tenore di carbonio (meno dello 0,25% di carbonio) viene consumato in grandi quantità come materiale strutturale, mentre l'acciaio con un contenuto di carbonio più elevato (più dello 0,55%) viene utilizzato per realizzare utensili da taglio: lame di rasoio, trapani, ecc.

Il ferro è la base ghisa... La ghisa è una lega di ferro con il 2-4% di carbonio. Il silicio è anche un componente importante della ghisa. Un'ampia varietà di prodotti molto utili può essere fusa in ghisa, ad esempio chiusini, raccordi per tubi, blocchi motore, ecc.

Bronzo- lega rame, di solito con lattina come principale componente di lega, nonché con alluminio, silicio, berillio, piombo e altri elementi, ad eccezione dello zinco. I bronzi di stagno erano conosciuti e ampiamente usati nell'antichità. La maggior parte degli oggetti in bronzo antico contiene il 75-90% di rame e il 25-10% di stagno, il che li fa sembrare simili all'oro, ma sono più refrattari. È una lega molto resistente. Ne hanno ricavato armi fino a quando non hanno imparato a ottenere leghe di ferro. All'uso del bronzo è associata un'intera epoca della storia dell'umanità: l'età del bronzo.

Ottone sono leghe rame con Zn, Al, Mg... Si tratta di leghe non ferrose a basso punto di fusione e di facile lavorazione: taglio, saldatura e brasatura.

Cupronichel- è una lega rame con nichel, talvolta con aggiunte di ferro e manganese. In termini di caratteristiche esterne, il cupronichel è simile all'argento, ma ha una maggiore resistenza meccanica. La lega è ampiamente utilizzata per realizzare stoviglie e gioielli economici. La maggior parte delle monete d'argento moderne sono realizzate in cupronichel (di solito il 75% di rame e il 25% di nichel con aggiunte minori di manganese).

Duralluminio, o il duralluminio è una lega a base di alluminio con l'aggiunta di elementi di lega - rame, manganese, magnesio e ferro. È caratterizzato dalla sua resistenza dell'acciaio e dalla resistenza al sovraccarico. È il principale materiale strutturale nell'aviazione e nell'astronautica.

Proprietà chimiche dei metalli

I metalli donano facilmente elettroni, cioè sono restauratori... Pertanto, reagiscono facilmente con gli ossidanti.

Domande

1. Quali atomi sono agenti ossidanti?
2. Come si chiamano le sostanze semplici costituite da atomi in grado di ricevere elettroni?

Pertanto, i metalli reagiscono con i non metalli. In tali reazioni, i non metalli, accettando elettroni, acquisiscono generalmente Stato di ossidazione PI BASSO.

Diamo un'occhiata a un esempio. Lascia che l'alluminio reagisca con lo zolfo:

Domanda. Quale di questi elementi chimici è capace di dai e basta elettroni? Quanti elettroni?

Alluminio - metallo, che ha 3 elettroni a livello esterno (III gruppo!), quindi dà 3 elettroni:

Poiché l'atomo di alluminio dona elettroni, l'atomo di zolfo li accetta.

Domanda. Quanti elettroni può accettare un atomo di zolfo prima di completare il livello esterno? Come mai?

All'atomo di zolfo sul livello esterno 6 elettroni (gruppo VI!), quindi, questo atomo prende 2 elettroni:

Pertanto, il composto risultante ha la seguente composizione:

Di conseguenza, otteniamo l'equazione di reazione:

Compito 8.5. Componi, argomentando in modo analogo, le equazioni di reazione:

• calcio + cloro (Cl 2);
• magnesio + azoto (N2).

Quando componi le equazioni di reazione, ricorda che un atomo metallico cede tutti gli elettroni esterni e un atomo non metallico accetta tanti elettroni quanti non ce ne sono abbastanza fino a otto.

I nomi dei composti ottenuti in tali reazioni contengono sempre il suffisso ID:

La radice della parola nel nome deriva dal nome latino di un non metallo (vedi lezione 2.4).

I metalli reagiscono con soluzioni acide(vedi lezione 2.2). Quando si elaborano le equazioni di tali reazioni e quando si determina la possibilità di tale reazione, è necessario utilizzare un numero di tensioni (un numero di attività) di metalli:

Metalli in piedi in questa fila all'idrogeno, sono in grado di spostare l'idrogeno da soluzioni acide:

Compito 8.6. Fare equazioni possibile reazioni:

• magnesio + acido solforico;
• nichel + acido cloridrico;
• mercurio + acido cloridrico.

Tutti questi metalli nei composti ottenuti sono bivalenti.

La reazione di un metallo con un acido è possibile se risulta in solubile sale. Ad esempio, il magnesio praticamente non reagisce con l'acido fosforico, poiché la sua superficie viene rapidamente ricoperta da uno strato di fosfato insolubile:

Metalli dietro l'idrogeno Maggio reagire con alcuni acidi, ma idrogeno in queste reazioni non spicca:

Compito 8.7. Quale dei metalli - Ba, Mg, Fe, Pb, Cu- può reagire con la soluzione di acido solforico? Come mai? Fare equazioni possibile reazioni.

I metalli reagiscono con l'acqua se sono più attivi del ferro (il ferro può reagire anche con l'acqua). Allo stesso tempo, metalli molto attivi ( Li - Al) reagiscono con acqua in condizioni normali o con leggero riscaldamento secondo lo schema:

dove NSè la valenza del metallo.

Compito 8.8. Componi le equazioni di reazione secondo questo schema per K, Na, Ca... Quali altri metalli possono reagire con l'acqua in questo modo?

La domanda sorge spontanea: perché l'alluminio praticamente non reagisce con l'acqua? Infatti, facciamo bollire l'acqua in una pentola di alluminio - e ... niente! Il fatto è che la superficie dell'alluminio è protetta da un film di ossido (convenzionalmente - Al 2 O 3). Se viene distrutto, inizierà la reazione dell'alluminio con l'acqua e abbastanza attiva. È utile sapere che gli ioni di cloro Cl - distruggono questo film. E poiché gli ioni di alluminio non sono sicuri per la salute, è necessario seguire la regola: cibi molto salati non devono essere conservati in recipienti di alluminio!

Domanda. Posso conservare in un piatto di alluminio? acido zuppa di cavolo, composta?

I metalli meno attivi, che sono nella serie di sollecitazioni dopo l'alluminio, reagiscono con l'acqua in uno stato altamente schiacciato e sotto forte riscaldamento (sopra i 100 ° C) secondo il seguente schema:

I metalli meno attivi del ferro non reagiscono con l'acqua!

I metalli reagiscono con soluzioni saline... In questo caso, i metalli più attivi spostano il metallo meno attivo dalla soluzione del suo sale:

Compito 8.9. Quali delle seguenti reazioni sono possibili e perché:

1. argento + nitrato di rame II;
2. nichel + nitrato di piombo II;
3. rame + nitrato di mercurio II;
4. zinco + nitrato di nichel II.

Fare equazioni possibile reazioni. Per l'impossibile, spiega perché sono impossibili.

Si dovrebbe notare che metalli molto attivi che in condizioni normali reagire con l'acqua, non spostano altri metalli dalle soluzioni dei loro sali, poiché reagiscono con l'acqua, e non con il sale:

E poi l'alcali risultante reagisce con il sale:

Pertanto, la reazione tra solfato ferroso e sodio NON accompagnato spostamento del metallo meno attivo:

Corrosione dei metalli

Corrosione- processo spontaneo di ossidazione dei metalli sotto l'influenza di fattori ambientali.

Non esistono praticamente metalli liberi in natura. Le uniche eccezioni sono "nobili", i metalli più inattivi, come l'oro, il platino. Tutti gli altri vengono ossidati attivamente sotto l'influenza di ossigeno, acqua, acidi, ecc. Ad esempio, la ruggine si forma su qualsiasi prodotto di ferro non protetto proprio in presenza di ossigeno o acqua. In questo caso, il ferro viene ossidato:

e si ripristinano i componenti dell'umidità atmosferica:

Di conseguenza, idrossido di ferro (II), che ossidandosi si trasforma in ruggine:

Anche altri metalli possono corrodersi, tuttavia sulla loro superficie non si forma ruggine. Quindi, non c'è metallo alluminio sulla Terra, il metallo più diffuso sul pianeta. Ma d'altra parte, la base di molte rocce e del suolo è l'allumina. Al 2 O 3... Il fatto è che l'alluminio si ossida istantaneamente all'aria. La corrosione dei metalli provoca danni colossali, distruggendo varie strutture metalliche.

Per ridurre le perdite da corrosione, occorre eliminare le cause che la provocano. Prima di tutto, gli oggetti metallici dovrebbero essere isolati dall'umidità. Questo può essere fatto in vari modi, ad esempio conservando il prodotto in un luogo asciutto, cosa tutt'altro che sempre possibile. Inoltre, puoi dipingere la superficie dell'oggetto, lubrificarlo con un composto idrorepellente, creare un film di ossido artificiale. In quest'ultimo caso, nella lega viene introdotto il cromo, che "gentilmente" stende il proprio film di ossido sulla superficie dell'intero metallo. L'acciaio diventa inossidabile.

I prodotti in acciaio inossidabile sono costosi. Pertanto, per proteggersi dalla corrosione, si fa uso del fatto che il metallo meno attivo non cambia, cioè non partecipa al processo... Pertanto, se si salda al prodotto immagazzinato più attivo metallo, quindi, finché non crolla, il prodotto non si corrode. Questo metodo di protezione è chiamato Filo protezione.

conclusioni

I metalli sono sostanze semplici che sono sempre agenti riducenti. L'attività riducente del metallo diminuisce nella serie di tensioni dal litio all'oro. Dalla posizione del metallo nella serie delle tensioni è possibile determinare come reagisce il metallo con soluzioni acide, con acqua, con soluzioni saline.