Cursul 11. Proprietăți chimice metale
Interacțiunea metalelor cu agenți oxidanți simpli. Raportul dintre metale și apă, soluții apoase de acizi, alcaline și săruri. Rolul peliculei de oxid și al produselor de oxidare. Interacțiunea metalelor cu acizii azotic și sulfuric concentrat.
Metalele includ toate elementele s-, d-, f, precum și elementele p situate în partea inferioară a tabelului periodic din diagonala trasă de la bor la astatin. În substanțele simple ale acestor elemente se realizează o legătură metalică. Atomii de metal au puțini electroni la exterior învelișul de electroni, în cantități de 1, 2 sau 3. Metalele prezintă proprietăți electropozitive și au electronegativitate scăzută, mai mică de două.
Metalele sunt inerente trasaturi caracteristice. Acestea sunt substanțe solide, mai grele decât apa, cu un luciu metalic. Metalele au o conductivitate termică și electrică ridicată. Ele se caracterizează prin emisia de electroni sub influența diferitelor influente externe: iradiere cu lumina, in timpul incalzirii, in timpul ruperii (emisia exoelectronica).
Principala caracteristică a metalelor este capacitatea lor de a dona electroni atomilor și ionilor altor substanțe. Metalele sunt agenți reducători în marea majoritate a cazurilor. Și aceasta este proprietatea lor chimică caracteristică. Să luăm în considerare raportul dintre metale și agenții oxidanți tipici, care includ substanțe simple - nemetale, apă, acizi. Tabelul 1 oferă informații despre raportul dintre metale și agenți oxidanți simpli.
tabelul 1
Raportul dintre metale și agenți oxidanți simpli
Toate metalele reacţionează cu fluorul. Excepțiile sunt aluminiul, fierul, nichelul, cuprul, zincul în absența umidității. Aceste elemente, atunci când reacţionează cu fluorul în momentul iniţial, formează pelicule de fluor care protejează metalele de reacţii ulterioare.
În aceleași condiții și motive, fierul este pasivizat în reacție cu clorul. În ceea ce privește oxigenul, nu toate, ci doar un număr de metale formează pelicule protectoare dense de oxizi. La trecerea de la fluor la azot (Tabelul 1), activitatea oxidativă scade și, prin urmare, totul număr mai mare metalele nu sunt oxidate. De exemplu, doar litiul și metalele alcalino-pământoase reacţionează cu azotul.
Raportul dintre metale și apă și soluții apoase de agenți oxidanți.
ÎN solutii apoase Activitatea de reducere a unui metal este caracterizată de valoarea potențialului său redox standard. Din întreaga serie de potențiale redox standard, se distinge o serie de tensiuni metalice, care este enumerată în Tabelul 2.
masa 2
Gama de metale de tensiune
| Oxidant | Ecuația procesului electrodului | Potențial electrod standard φ 0, V | Agent de reducere | Activitatea condiționată a agenților reducători |
| Li+ | Li + + e - = Li | -3,045 | Li | Activ |
| Rb+ | Rb + + e - = Rb | -2,925 | Rb | Activ |
| K+ | K ++ e - = K | -2,925 | K | Activ |
| Cs+ | Cs + + e - = Cs | -2,923 | Cs | Activ |
| Ca2+ | Ca 2+ + 2e - = Ca | -2,866 | Ca | Activ |
| Na+ | Na + + e - = Na | -2,714 | N / A | Activ |
| Mg 2+ | Mg2+ +2 e- = Mg | -2,363 | Mg | Activ |
| Al 3+ | Al 3+ + 3e - = Al | -1,662 | Al | Activ |
| Ti 2+ | Ti 2+ + 2e - = Ti | -1,628 | Ti | mier. activitate |
| Mn 2+ | Mn 2+ + 2e - = Mn | -1,180 | Mn | mier. activitate |
| Cr 2+ | Cr 2+ + 2e - = Cr | -0,913 | Cr | mier. activitate |
| H2O | 2H2O+2e - =H2+2OH - | -0,826 | H2, pH=14 | mier. activitate |
| Zn 2+ | Zn 2+ + 2e - = Zn | -0,763 | Zn | mier. activitate |
| Cr 3+ | Cr 3+ +3e - = Cr | -0,744 | Cr | mier. activitate |
| Fe 2+ | Fe 2+ + e - = Fe | -0,440 | Fe | mier. activitate |
| H2O | 2H2O + e - = H2 +2OH - | -0,413 | H2, pH=7 | mier. activitate |
| Cd 2+ | Cd 2+ + 2e - = Cd | -0,403 | CD | mier. activitate |
| Co2+ | Co 2+ +2 e - = Co | -0,227 | Co | mier. activitate |
| Ni 2+ | Ni 2+ + 2e - = Ni | -0,225 | Ni | mier. activitate |
| Sn 2+ | Sn 2+ + 2e - = Sn | -0,136 | Sn | mier. activitate |
| Pb 2+ | Pb 2+ + 2e - = Pb | -0,126 | Pb | mier. activitate |
| Fe 3+ | Fe 3+ +3e - = Fe | -0,036 | Fe | mier. activitate |
| H+ | 2H + + 2e - =H2 | H2, pH=0 | mier. activitate | |
| Bi 3+ | Bi 3+ + 3e - = Bi | 0,215 | Bi | Scăzut activ |
| Cu 2+ | Cu 2+ + 2e - = Cu | 0,337 | Cu | Scăzut activ |
| Cu+ | Cu ++ e - = Cu | 0,521 | Cu | Scăzut activ |
| Hg 2 2+ | Hg 2 2+ + 2e - = Hg | 0,788 | Hg 2 | Scăzut activ |
| Ag+ | Ag ++ e - = Ag | 0,799 | Ag | Scăzut activ |
| Hg 2+ | Hg 2+ +2e - = Hg | 0,854 | Hg | Scăzut activ |
| Pt 2+ | Pt 2+ + 2e - = Pt | 1,2 | Pt | Scăzut activ |
| Au 3+ | Au 3+ + 3e - = Au | 1,498 | Au | Scăzut activ |
| Au+ | Au ++ e - = Au | 1,691 | Au | Scăzut activ |
Această serie de tensiuni arată și valorile potențialelor electrodului electrodului de hidrogen în medii acide (pH=0), neutre (pH=7), alcaline (pH=14). Poziția unui anumit metal în seria de tensiuni caracterizează capacitatea sa de a suferi interacțiuni redox în soluții apoase la conditii standard. Ionii metalici sunt agenți oxidanți, iar metalele sunt agenți reducători. Cu cât un metal este situat mai departe în seria de tensiune, cu atât ionii săi sunt mai puternici ca agent oxidant într-o soluție apoasă. Cu cât metalul este mai aproape de începutul seriei, cu atât agentul reducător este mai puternic.
Metalele sunt capabile să se înlocuiască între ele din soluțiile sărate. Direcția reacției este determinată de poziția lor relativă în seria tensiunilor. Trebuie avut în vedere faptul că metalele active înlocuiesc hidrogenul nu numai din apă, ci și din orice soluție apoasă. Prin urmare, deplasarea reciprocă a metalelor din soluțiile sărurilor acestora are loc numai în cazul metalelor situate în seria de tensiuni după magneziu.
Toate metalele sunt împărțite în trei grupuri condiționate, așa cum se reflectă în tabelul următor.
Tabelul 3
Diviziunea convențională a metalelor
Interacțiunea cu apa. Agentul de oxidare din apă este ionul de hidrogen. Prin urmare, numai acele metale ale căror potențiale standard ale electrodului sunt mai mici decât potențialul ionilor de hidrogen din apă pot fi oxidate de apă. Depinde de pH-ul mediului și este egal cu
φ = -0,059рН.
Într-un mediu neutru (pH=7) φ = -0,41 V. Natura interacțiunii metalelor cu apa este prezentată în Tabelul 4.
Metalele de la începutul seriei, având un potențial semnificativ mai negativ decât -0,41 V, înlocuiesc hidrogenul din apă. Dar magneziul înlocuiește deja hidrogenul numai din apa fierbinte. De obicei, metalele situate între magneziu și plumb nu înlocuiesc hidrogenul din apă. Pe suprafața acestor metale se formează pelicule de oxid, care au un efect protector.
Tabelul 4
Interacțiunea metalelor cu apa într-un mediu neutru
Interacțiunea metalelor cu acidul clorhidric.
Agentul de oxidare din acidul clorhidric este ionul de hidrogen. Potențialul standard al electrodului unui ion de hidrogen este zero. Prin urmare, toate metalele active și intermediare active trebuie să reacționeze cu acidul. Pasivarea are loc numai pentru plumb.
Tabelul 5
Interacțiunea metalelor cu acidul clorhidric
Cuprul poate fi dizolvat în acid clorhidric foarte concentrat, în ciuda faptului că este un metal slab activ.
Interacțiunea metalelor cu acidul sulfuric are loc diferit și depinde de concentrația acestuia.
Interacțiunea metalelor cu acidul sulfuric diluat. Interacțiunea cu acidul sulfuric diluat se realizează în același mod ca și cu acidul clorhidric.
Tabelul 6
Reacția metalelor cu acid sulfuric diluat
Acidul sulfuric diluat se oxidează cu ionul său de hidrogen. Interacționează cu acele metale ale căror potențiale ale electrodului sunt mai mici decât cele ale hidrogenului. Plumbul nu se dizolvă în acid sulfuric la o concentrație sub 80%, deoarece sarea PbSO4 formată în timpul interacțiunii plumbului cu acidul sulfuric este insolubilă și creează o peliculă protectoare pe suprafața metalului.
Interacțiunea metalelor cu acidul sulfuric concentrat.
În acidul sulfuric concentrat, sulful în starea de oxidare +6 acționează ca agent de oxidare. Face parte din ionul sulfat SO 4 2-. Prin urmare, acidul concentrat oxidează toate metalele al căror potențial standard al electrodului este mai mic decât cel al agentului de oxidare. Cea mai mare valoare potențialul electrodului în procesele cu electrozi care implică ionul sulfat ca agent oxidant este de 0,36 V. Ca urmare, unele metale cu activitate scăzută reacţionează și cu acidul sulfuric concentrat.
Pentru metalele cu activitate medie (Al, Fe), pasivarea are loc datorită formării de pelicule dense de oxid. Staniul este oxidat la starea tetravalentă pentru a forma sulfat de staniu (IV):
Sn + 4H2SO4 (conc.) = Sn(SO4)2 + 2SO2 + 2H2O.
Tabelul 7
Reacția metalelor cu acid sulfuric concentrat
Plumbul este oxidat la starea divalentă pentru a forma hidrogen sulfat de plumb solubil. Mercurul se dizolvă în acid sulfuric concentrat fierbinte pentru a forma sulfați de mercur (I) și mercur (II). Chiar și argintul se dizolvă în acid sulfuric concentrat la fierbere.
Trebuie avut în vedere că, cu cât metalul este mai activ, cu atât este mai profund gradul de reducere a acidului sulfuric. Cu metale active, acidul este redus în principal la hidrogen sulfurat, deși sunt prezenți și alți produse. De exemplu
Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20;
3Zn + 4H2S04 = 3ZnS04 + S↓ +4H20;
4Zn +5H2S04 = 4ZnSO4 = 4ZnS04 +H2S +4H2O.
Interacțiunea metalelor cu acidul azotic diluat.
ÎN acid azotic Azotul în starea de oxidare +5 acționează ca un agent de oxidare. Valoare maximă Potențialul electrodului pentru ionul azotat al unui acid diluat ca agent oxidant este de 0,96 V. Ca urmare a acestui de mare importanta, acidul azotic este un agent oxidant mai puternic decât acidul sulfuric. Acest lucru se poate vedea din faptul că acidul azotic oxidează argintul. Cu cât metalul este mai activ și cu cât acidul este mai diluat, cu atât acidul este mai profund redus.
Tabelul 8
Reacția metalelor cu acidul azotic diluat
Interacțiunea metalelor cu acidul azotic concentrat.
Acidul azotic concentrat este de obicei redus la dioxid de azot. Interacțiunea acidului azotic concentrat cu metalele este prezentată în Tabelul 9.
Când se utilizează acid în deficiență și fără agitare, metalele active îl reduc la azot, iar metalele cu activitate medie la monoxid de carbon.
Tabelul 9
Reacția acidului azotic concentrat cu metalele
Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline.
Metalele nu pot fi oxidate de alcalii. Acest lucru se datorează faptului că metalele alcaline sunt agenți reducători puternici. Prin urmare, ionii lor sunt cei mai slabi agenți de oxidare și nu prezintă proprietăți oxidante în soluții apoase. Cu toate acestea, în prezența alcalinelor, efectul oxidant al apei se manifestă în într-o măsură mai mare decât în lipsa lor. Din acest motiv, în soluțiile alcaline, metalele sunt oxidate de apă pentru a forma hidroxizi și hidrogen. Dacă oxidul și hidroxidul sunt compuși amfoteri, atunci se vor dizolva într-o soluție alcalină. Ca urmare, pasiv apă curată metalele reacţionează puternic cu soluţiile alcaline.
Tabelul 10
Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline
Procesul de dizolvare este reprezentat în două etape: oxidarea metalului cu apă și dizolvarea hidroxidului:
Zn + 2HOH = Zn(OH)2↓ + H2;
Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.
Metalele ocupă colțul din stânga jos al tabelului periodic. Metalele aparțin familiilor elementelor s, elementelor d, elementelor f și elementelor parțial p.
Cea mai tipică proprietate a metalelor este capacitatea lor de a dona electroni și de a deveni ioni încărcați pozitiv. Mai mult, metalele pot prezenta doar o stare de oxidare pozitivă.
Me - ne = Me n +
1. Interacțiunea metalelor cu nemetale.
A ) Interacțiunea metalelor cu hidrogenul.
Metalele alcaline și alcalino-pământoase reacţionează direct cu hidrogenul, formând hidruri.
De exemplu:
Ca + H2 = CaH2
Se formează compuși nestoichiometrici cu o structură cristalină ionică.
b) Interacţiunea metalelor cu oxigenul.
Toate metalele cu excepția Au, Ag, Pt sunt oxidate de oxigenul atmosferic.
Exemplu:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxid)
4K + O 2 = 2K 2 O
2Mg + O2 = 2MgO
2Cu + O 2 = 2CuO
c) Interacţiunea metalelor cu halogenii.
Toate metalele reacţionează cu halogenii formând halogenuri.
Exemplu:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Aceștia sunt în principal compuși ionici: MeHal n
d) Interacțiunea metalelor cu azotul.
Metalele alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu azotul.
Exemplu:
3Ca + N2 = Ca3N2
Mg + N2 = Mg3N2 - nitrură.
e) Interacțiunea metalelor cu carbonul.
Compuși ai metalelor și carbonului - carburi. Ele se formează prin interacțiunea topiturii cu carbonul. Metalele active formează compuși stoichiometrici cu carbon:
4Al + 3C = Al4C3
Metalele - elementele d formează compuși cu compoziție nestoichiometrică precum soluțiile solide: WC, ZnC, TiC - sunt folosite pentru a produce oțeluri superdure.
2. Interacțiunea metalelor cu apa.
Metalele care au un potenţial mai negativ decât potenţialul redox al apei reacţionează cu apa.
Metalele active reacţionează mai activ cu apa, descompunând apa şi eliberând hidrogen.
Na + 2H2O = H2 + 2NaOH
Metalele mai puțin active descompun lent apa și procesul este încetinit din cauza formării de substanțe insolubile.
3. Interacțiunea metalelor cu soluțiile sărate.
Această reacție este posibilă dacă metalul care reacționează este mai activ decât cel din sare:
Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 V., = + 0,34 V.
Un metal cu un potențial electrod standard mai negativ sau mai puțin pozitiv înlocuiește un alt metal din soluția sării sale.
4. Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline.
Metalele care produc hidroxizi amfoteri sau au stări de oxidare ridicate în prezența agenților oxidanți puternici pot reacționa cu alcalii. Când metalele interacționează cu soluțiile alcaline, agentul de oxidare este apa.
Exemplu:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oxidare
Zn 0 - agent reducător
1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - reducere
H2O - agent de oxidare
Zn + 4OH - + 2H2O = 2- + 2OH - + H2
Metalele cu stări de oxidare ridicate pot interacționa cu alcalii în timpul fuziunii:
4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Interacțiunea metalelor cu acizii.
Acest reacții complexe, produșii de reacție depind de activitatea metalului, de tipul și concentrația acidului și de temperatură.
Pe baza activității, metalele sunt împărțite în mod convențional în activitate activă, activitate medie și activitate scăzută.
Acizii sunt împărțiți în mod convențional în 2 grupe:
Grupa I - acizi cu capacitate de oxidare scăzută: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (diluat), H 3 PO 4, H 2 S, agentul de oxidare aici este H +. Când interacționează cu metalele, se eliberează oxigen (H 2 ). Metalele cu un potenţial negativ al electrodului reacţionează cu acizii din primul grup.
Grupa II - acizi cu capacitate de oxidare mare: H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (diluat), HNO 3 (conc.). În acești acizi, agenții de oxidare sunt anionii acizi: . Produsele reducerii anionice pot fi foarte diverse și depind de activitatea metalului.
H 2 S - cu metale active
H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - cu metale de activitate medie
SO 2 - cu metale slab active
NH 3 (NH 4 NO 3) - cu metale active
HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - cu metale cu activitate medie
NO - cu metale slab active
HNO 3 (conc.) - NO 2 - cu metale de orice activitate.
Dacă metalele au valență variabilă, atunci cu acizii din grupa I metalele capătă o stare de oxidare pozitivă mai mică: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Când interacționează cu acizii din grupa II, starea de oxidare este +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, iar hidrogenul nu este niciodată eliberat.
Unele metale (Fe, Cr, Al, Ti, Ni etc.) în soluții acizi tari Când sunt oxidate, ele devin acoperite cu o peliculă densă de oxid, care protejează metalul de dizolvarea ulterioară (pasivare), dar când sunt încălzite, pelicula de oxid se dizolvă și are loc reacția.
Metalele ușor solubile cu potențial de electrod pozitiv se pot dizolva în acizii din grupa I în prezența agenților oxidanți puternici.
Dacă în tabelul periodic elementele lui D.I. Mendeleev desenează o diagonală de la beriliu la astatin, apoi în stânga jos de-a lungul diagonalei vor fi elemente metalice (acesteia includ și elemente ale subgrupurilor laterale, evidențiate cu albastru), iar în dreapta sus - elemente nemetalice ( evidențiat galben). Elementele situate în apropierea diagonalei - semimetale sau metaloizi (B, Si, Ge, Sb etc.) au caracter dual (evidențiate cu roz).
După cum se poate observa din figură, marea majoritate a elementelor sunt metale.
Prin natura lor chimică, metalele sunt elemente chimice, ai căror atomi renunță la electroni de la niveluri energetice externe sau pre-externe, formând ioni încărcați pozitiv.
Aproape toate metalele au raze relativ mari și un număr mic de electroni (de la 1 la 3) la nivelul energetic exterior. Caracteristic metalelor valori scăzute electronegativitate și proprietăți reducătoare.
Cele mai tipice metale sunt situate la începutul perioadelor (începând din a doua), apoi de la stânga la dreapta proprietățile metalice slăbesc. În grupul de sus în jos, proprietățile metalice cresc pe măsură ce raza atomilor crește (datorită creșterii numărului de niveluri de energie). Acest lucru duce la o scădere a electronegativității (capacitatea de a atrage electroni) a elementelor și o creștere a proprietăților reducătoare (capacitatea de a dona electroni altor atomi în reacții chimice).
Tipic metalele sunt elemente s (elemente ale grupului IA de la Li la Fr. elemente ale grupului PA de la Mg la Ra). Formula electronică generală a atomilor lor este ns 1-2. Ele sunt caracterizate prin stări de oxidare + I și, respectiv, + II.
Numărul mic de electroni (1-2) din nivelul energetic exterior al atomilor tipici de metal înseamnă că acești electroni se pierd cu ușurință și prezintă proprietăți reducătoare puternice, reflectate de valorile scăzute ale electronegativității. Aceasta implică proprietățile chimice limitate și metodele de obținere a metalelor tipice.
O trăsătură caracteristică a metalelor tipice este tendința atomilor lor de a forma cationi și legături chimice ionice cu atomii nemetalici. Compușii metalelor tipice cu nemetale sunt cristale ionice de „metalanion de nemetal”, de exemplu K + Br -, Ca2+O2-. Cationii metalelor tipice sunt de asemenea incluși în compușii cu anioni complecși - hidroxizi și săruri, de exemplu Mg2+ (OH -)2, (Li +)2CO32-.
Metalele din grupul A care formează diagonala amfoteră din Tabelul periodic Be-Al-Ge-Sb-Po, precum și metalele adiacente acestora (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nu prezintă metale tipice. proprietăți. Formula electronică generală a atomilor lor ns 2 n.p. 0-4 implică o varietate mai mare de stări de oxidare, o capacitate mai mare de a-și reține proprii electroni, o scădere treptată a puterii lor reducătoare și apariția capacității de oxidare, în special în stările de oxidare ridicate ( exemple tipice- compuşii Tl III, Pb IV, Bi v). Comportamentul chimic similar este caracteristic pentru majoritatea (elementelor d, adică elemente ale grupurilor B Tabelul periodic (exemple tipice- elemente amfotere Cr şi Zn).
Această manifestare a proprietăților dualității (amfotere), atât metalice (de bază), cât și nemetalice, se datorează naturii legăturii chimice. În stare solidă, compușii metalelor atipice cu nemetale conțin predominant legături covalente (dar mai puțin puternice decât legăturile dintre nemetale). În soluție, aceste legături se rup ușor, iar compușii se disociază în ioni (în întregime sau parțial). De exemplu, metalul galiu este format din molecule Ga 2; în stare solidă, clorurile de aluminiu și mercur (II) AlCl 3 și HgCl 2 conțin legături puternic covalente, dar în soluție AlCl 3 se disociază aproape complet, iar HgCl 2 - la în foarte mică măsură (și apoi în ioni HgCl + și Cl -).
Proprietățile fizice generale ale metalelor
Datorită prezenței electronilor liberi ("gazul de electroni") în rețeaua cristalină, toate metalele prezintă următoarele proprietăți generale caracteristice:
1) Plastic- capacitatea de a schimba cu ușurință forma, de a se întinde în sârmă și de a se rula în foi subțiri.
2) Stralucire metalicași opacitate. Acest lucru se datorează interacțiunii electronilor liberi cu lumina incidentă pe metal.
3) Conductivitate electrică. Se explică prin mișcarea direcțională a electronilor liberi de la polul negativ la cel pozitiv sub influența unei mici diferențe de potențial. Când este încălzită, conductivitatea electrică scade, deoarece odată cu creșterea temperaturii, vibrațiile atomilor și ionilor la noduri cresc rețea cristalină, ceea ce face dificilă mișcarea direcțională a „gazului de electroni”.
4) Conductivitate termică. Este cauzată de mobilitatea mare a electronilor liberi, datorită căreia temperatura se egalizează rapid peste masa metalului. Cea mai mare conductivitate termică se găsește în bismut și mercur.
5) Duritate. Cel mai dur este cromul (taie sticla); cele mai moi metale alcaline - potasiu, sodiu, rubidiu și cesiu - sunt tăiate cu un cuțit.
6) Densitate. Cu cât masa atomică a metalului este mai mică și cu cât raza atomului este mai mare, cu atât acesta este mai mic. Cel mai ușor este litiu (ρ=0,53 g/cm3); cel mai greu este osmiul (ρ=22,6 g/cm3). Metalele cu o densitate mai mică de 5 g/cm3 sunt considerate „metale ușoare”.
7) Puncte de topire și de fierbere. Cel mai fuzibil metal este mercurul (punct de topire = -39°C), cel mai mult metal refractar– wolfram (temp = 3390°C). Metale cu temperatura de topire peste 1000°C sunt considerate refractare, sub – cu punct de topire scăzut.
Proprietățile chimice generale ale metalelor
Agenți reducători puternici: Me 0 – nē → Me n +
Un număr de tensiuni caracterizează activitatea comparativă a metalelor în reacțiile redox în soluții apoase. 
I. Reacţiile metalelor cu nemetale
1) Cu oxigen:
2Mg + O2 → 2MgO
2) Cu sulf:
Hg + S → HgS
3) Cu halogeni:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Cu azot:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Cu fosfor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Cu hidrogen (reacționează doar metalele alcaline și alcalino-pământoase):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H2 → CaH2
II. Reacțiile metalelor cu acizii
1) Metalele din seria de tensiune electrochimică până la H reduc acizii neoxidanți la hidrogen:
Mg + 2HCI → MgCI2 + H2
2Al+ 6HCI → 2AlCI3 + 3H2
6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2
2) Cu acizi oxidanți:
Când acidul azotic de orice concentrație și acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele Hidrogenul nu se eliberează niciodată! 
Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O
2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Interacțiunea metalelor cu apa
1) Activul (metale alcaline și alcalino-pământoase) formează o bază solubilă (alcali) și hidrogen:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca+ 2H2O → Ca(OH)2 + H2
2) Metalele cu activitate medie sunt oxidate de apă atunci când sunt încălzite la un oxid:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inactiv (Au, Ag, Pt) - nu reacționează.
IV. Înlocuirea metalelor mai puțin active cu metale mai active din soluțiile sărurilor lor:
Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
În industrie, adesea folosesc nu metale pure, ci amestecuri ale acestora - aliaje, în care proprietățile benefice ale unui metal sunt completate de proprietățile benefice ale altuia. Astfel, cuprul are duritate scăzută și nu este potrivit pentru fabricarea pieselor de mașini, în timp ce aliajele de cupru și zinc ( alamă) sunt deja destul de dure și sunt utilizate pe scară largă în inginerie mecanică. Aluminiul are ductilitate mare și ușurință suficientă (densitate scăzută), dar este prea moale. Pe baza acestuia se prepară un aliaj cu magneziu, cupru și mangan - duraluminiu (duralumin), care, fără a pierde proprietăți benefice aluminiu, capătă duritate mare și devine potrivit pentru construcția aeronavelor. Aliajele de fier cu carbon (și aditivii altor metale) sunt cunoscute pe scară largă fontăȘi oţel.
Metalele libere sunt restauratori. Cu toate acestea, unele metale au reactivitate scăzută datorită faptului că sunt acoperite peliculă de oxid de suprafață, V grade diferite rezistent la reactivi chimici precum apa, solutii de acizi si alcali.
De exemplu, plumbul este întotdeauna acoperit cu o peliculă de oxid; tranziția lui în soluție necesită nu numai expunerea la un reactiv (de exemplu, acid azotic diluat), ci și încălzire. Filmul de oxid de pe aluminiu previne reacția acestuia cu apa, dar este distrus de acizi și alcalii. Film de oxid liber (rugini), formată pe suprafața fierului în aer umed, nu interferează cu oxidarea ulterioară a fierului.
Sub influenta concentrat acizii se formează pe metale durabil peliculă de oxid. Acest fenomen se numește pasivare. Deci, în concentrat acid sulfuric metale precum Be, Bi, Co, Fe, Mg și Nb sunt pasivate (și apoi nu reacţionează cu acidul), iar în acid azotic concentrat - metalele A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th și U.
Atunci când interacționează cu agenții de oxidare în soluții acide, majoritatea metalelor se transformă în cationi, a căror sarcină este determinată de starea de oxidare stabilă. a acestui elementîn compuși (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ și Fe 3+)
Activitatea reducătoare a metalelor într-o soluție acidă este transmisă printr-o serie de solicitări. Majoritatea metalelor sunt transferate în soluție cu acizi clorhidric și sulfuric diluat, dar Cu, Ag și Hg - numai cu acizi sulfuric (concentrat) și azotic, iar Pt și Au - cu „vodcă regia”.
Coroziunea metalelor
O proprietate chimică nedorită a metalelor este distrugerea lor activă (oxidarea) la contactul cu apa și sub influența oxigenului dizolvat în aceasta. (coroziune cu oxigen). De exemplu, coroziunea produselor din fier în apă este larg cunoscută, în urma căreia se formează rugina și produsele se sfărâmă în pulbere.
Coroziunea metalelor apare și în apă datorită prezenței gazelor dizolvate CO 2 și SO 2; se creează un mediu acid, iar cationii H + sunt înlocuiți de metale active sub formă de hidrogen H 2 ( coroziunea cu hidrogen).
Zona de contact dintre două metale diferite poate fi deosebit de corozivă ( coroziunea de contact). Un cuplu galvanic are loc între un metal, de exemplu Fe, și un alt metal, de exemplu Sn sau Cu, pus în apă. Fluxul de electroni merge de la metalul mai activ, care se află la stânga în seria de tensiune (Re), la metalul mai puțin activ (Sn, Cu), iar metalul mai activ este distrus (corodat).
Aceasta este ceea ce face ca suprafața din cositor să ruginească. conserve(fier de călcat acoperit cu tablă) atunci când este depozitat într-o atmosferă umedă și manipulat cu neatenție (fierul de călcat se deteriorează rapid după ce apare chiar și o mică zgârietură, permițând fierului de călcat să intre în contact cu umezeala). Dimpotrivă, suprafața zincată a unei găleți de fier nu ruginește mult timp, deoarece chiar dacă există zgârieturi, nu fierul este cel care corodează, ci zincul (un metal mai activ decât fierul).
Rezistența la coroziune pentru un metal dat crește atunci când este acoperit cu un metal mai activ sau atunci când acestea sunt topite; Astfel, acoperirea fierului cu crom sau realizarea unui aliaj de fier și crom elimină coroziunea fierului. Fier și oțel cromat care conțin crom ( oţel inoxidabil ), au rezistență ridicată la coroziune.
electrometalurgie, adică obținerea de metale prin electroliza topiturii (pentru metalele cele mai active) sau a soluțiilor sărate;
pirometalurgia, adică recuperarea metalelor din minereuri la temperatura ridicata(de exemplu, obținerea fierului în procesul de furnal);
hidrometalurgie, adică separarea metalelor din soluțiile sărurilor lor de către metale mai active (de exemplu, producerea de cupru dintr-o soluție de CuSO4 prin acțiunea zincului, fierului sau aluminiului).
Metalele native se găsesc uneori în natură (exemplele tipice sunt Ag, Au, Pt, Hg), dar mai des metalele se găsesc sub formă de compuși ( minereuri metalice). Prin prevalență în Scoarta terestra metalele sunt diferite: de la cele mai comune - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) la cele mai rare - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Metalele variază foarte mult în activitatea lor chimică. Activitatea chimică a unui metal poate fi evaluată aproximativ după poziția sa în.
Cele mai active metale sunt situate la începutul acestui rând (în stânga), cele mai puțin active sunt la sfârșitul (în dreapta).
Reacții cu substanțe simple. Metalele reacţionează cu nemetale pentru a forma compuşi binari. Condițiile de reacție și uneori produsele lor variază foarte mult pentru diferite metale.
De exemplu, metalele alcaline reacţionează activ cu oxigenul (inclusiv în aer) când temperatura camerei cu formarea de oxizi si peroxizi
4Li + O2 = 2Li2O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Metalele cu activitate medie reacţionează cu oxigenul când sunt încălzite. În acest caz, se formează oxizi:
2Mg + O2 = t2MgO.
Metalele slab active (de exemplu, aurul, platina) nu reacționează cu oxigenul și, prin urmare, practic nu își schimbă strălucirea în aer.
Majoritatea metalelor, atunci când sunt încălzite cu pulbere de sulf, formează sulfurile corespunzătoare:
Reacții cu substanțe complexe. Compușii din toate clasele reacționează cu metale - oxizi (inclusiv apa), acizi, baze și săruri.
Metalele active reacţionează violent cu apa la temperatura camerei:
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2;
Ba + 2H20 = Ba(OH)2 + H2.
Suprafața metalelor precum magneziul și aluminiul este protejată de o peliculă densă de oxid corespunzător. Acest lucru previne apariția reacției cu apă. Cu toate acestea, dacă această peliculă este îndepărtată sau integritatea sa este perturbată, atunci și aceste metale reacţionează activ. De exemplu, magneziul sub formă de pulbere reacționează cu apa fierbinte:
Mg + 2H20 = 100 °C Mg(OH)2 + H2.
La temperaturi ridicate, metalele mai puțin active reacționează și cu apa: Zn, Fe, Mil etc. În acest caz, se formează oxizii corespunzători. De exemplu, la trecerea vaporilor de apă peste pilitura fierbinte de fier, are loc următoarea reacție:
3Fe + 4H2O = t Fe3O4 + 4H2.
Metalele din seria de activitate până la hidrogen reacționează cu acizii (cu excepția HNO3) pentru a forma săruri și hidrogen. Metalele active (K, Na, Ca, Mg) reacţionează foarte violent cu soluţiile acide (la viteză mare):
Ca + 2HCI = CaCI2 + H2;
2Al + 3H2S04 = Al2(SO4)3 + 3H2.
Metalele slab active sunt adesea practic insolubile în acizi. Acest lucru se datorează formării unei pelicule de sare insolubilă pe suprafața lor. De exemplu, plumbul, care se află în seria de activitate înaintea hidrogenului, este practic insolubil în acid sulfuric diluat și acizi clorhidric datorită formării unei pelicule pe suprafaţa sa săruri insolubile(PbS04 şi PbCI2).
Trebuie să activați JavaScript pentru a votaProprietăți de restaurare- acestea sunt principalele proprietăți chimice caracteristice tuturor metalelor. Ele se manifestă prin interacțiune cu o mare varietate de agenți oxidanți, inclusiv agenți oxidanți din mediu inconjurator. ÎN vedere generala Interacțiunea unui metal cu agenții oxidanți poate fi exprimată prin următoarea diagramă:
Me + Agent oxidant" Pe mine(+X),
Unde (+X) este starea de oxidare pozitivă a lui Me.
Exemple de oxidare a metalelor.
Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3
Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4
Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2
Seria de activitate metalică
Proprietățile reducătoare ale metalelor diferă unele de altele. Potențialele electrodului E sunt utilizate ca o caracteristică cantitativă a proprietăților de reducere a metalelor.
Cu cât metalul este mai activ, cu atât potenţialul său standard de electrod E o este mai negativ.
Metalele dispuse pe rând pe măsură ce activitatea lor oxidativă scade formează o serie de activități.
Seria de activitate metalică
| Pe mine | Li | K | Ca | N / A | Mg | Al | Mn | Zn | Cr | Fe | Ni | Sn | Pb | H 2 | Cu | Ag | Au |
| Eu z+ | Li+ | K+ | Ca2+ | Na+ | Mg 2+ | Al 3+ | Mn 2+ | Zn 2+ | 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 |
Reducerea unui metal dintr-o soluție de sare cu un alt metal cu activitate reducătoare mai mare se numește cimentare. Cimentarea este utilizată în tehnologiile metalurgice.
În special, Cd se obține prin reducerea acestuia dintr-o soluție de sare cu zinc.
Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+
3.3. 1. Interacțiunea metalelor cu oxigenul
Oxigenul este un agent oxidant puternic. Poate oxida marea majoritate a metalelor, cu excepțiaAuȘiPt . Metalele expuse aerului intră în contact cu oxigenul, așa că atunci când studiem chimia metalelor, se acordă întotdeauna atenție particularităților interacțiunii metalului cu oxigenul.
Toată lumea știe că fierul în aer umed se acoperă cu rugină - oxid de fier hidratat. Dar multe metale în stare compactă la temperaturi nu prea ridicate prezintă rezistență la oxidare, deoarece formează pelicule de protecție subțiri pe suprafața lor. Aceste pelicule de produse de oxidare împiedică agentul de oxidare să intre în contact cu metalul. Fenomenul de formare a straturilor de protecție pe suprafața unui metal care împiedică oxidarea metalului se numește pasivare a metalului.
O creștere a temperaturii favorizează oxidarea metalelor cu oxigen. Activitatea metalelor crește în stare fin zdrobită. Majoritatea metalelor sub formă de pulbere ard în oxigen.
s-metale
Arată cea mai mare activitate de reduceres-metale. Metalele Na, K, Rb Cs se pot aprinde în aer și sunt depozitate în vase sigilate sau sub un strat de kerosen. Be și Mg sunt pasivați la temperaturi scăzute în aer. Dar când este aprinsă, banda de Mg arde cu o flacără orbitoare.
MetaleleIISubgrupurile A și Li, atunci când interacționează cu oxigenul, formează oxizi.
2Ca + O2 = 2CaO
4 Li + O 2 = 2 Li 2 O
Metalele alcaline, cu excepțiaLi, atunci când interacționează cu oxigenul, nu formează oxizi, ci peroxiziPe mine 2 O 2 și superoxiziMeO 2 .
2Na + O 2 = Na 2 O 2
K + O 2 = KO 2
p-metale
Metale aparținândp- blocul este pasivizat în aer.
Când arde în oxigen
- metalele din subgrupa IIIA formează oxizi de tipul Eu 2 O 3,
- Sn este oxidat la SnO 2 , și Pb - până la PbO
- Bi merge la Bi2O3.
d-metale
Toated-perioada 4 metalele sunt oxidate de oxigen. Sc, Mn, Fe se oxidează cel mai ușor. Deosebit de rezistente la coroziune sunt Ti, V, Cr.
Când este ars în oxigen dintre toated
Când este ars în oxigen dintre toated-elementele din perioada a 4-a doar scandiul, titanul si vanadiul formeaza oxizi in care Me se gaseste in cel mai înalt grad oxidare egală cu grupa nr. Perioada 4 d-metale rămase, atunci când sunt arse în oxigen, formează oxizi în care Me se află în stări de oxidare intermediare, dar stabile.
Tipuri de oxizi formați de metalele din perioada 4 d la arderea în oxigen:
- MeO forma Zn, Cu, Ni, Co. (la T>1000°C Cu formează Cu2O),
- Eu 2 O 3, formează Cr, Fe și Sc,
- MeO 2 - Mn și Ti,
- formele V oxid mai mare -V 2 O 5 .
Când este ars în oxigend-metale din perioadele 5 și 6, de regulă, formează oxizi superiori, exceptie fac metalele Ag, Pd, Rh, Ru.
Tipuri de oxizi formați de d-metale din perioadele 5 și 6 în timpul arderii în oxigen:
- Eu 2 O 3- forma Y, La; Rh;
- MeO 2- Zr, Hf; Ir:
- Eu 2 O 5- Nb, Ta;
- MeO 3- Lu, V
- Eu 2 O 7- Tc, Re
- MeO 4 - Os
- MeO- Cd, Hg, Pd;
- Eu 2 O- Ag;
Interacțiunea metalelor cu acizii
În soluțiile acide, cationul hidrogen este un agent de oxidare. Cationul H+ poate oxida metalele din seria de activitate până la hidrogen, adică având potențiale negative ale electrodului.
Multe metale, atunci când sunt oxidate, se transformă în cationi în soluții apoase acideEu z + .
Anionii unui număr de acizi sunt capabili să prezinte proprietăți oxidante care sunt mai puternice decât H +. Astfel de agenți de oxidare includ anioni și cei mai obișnuiți acizi H 2 ASA DE 4 ȘiHNO 3 .
NO 3 - anionii prezintă proprietăți oxidante la orice concentrație în soluție, dar produsele de reducere depind de concentrația acidului și de natura metalului care este oxidat.
Anionii SO42- prezintă proprietăți oxidante numai în H2SO4 concentrat.
Produși de reducere ai agenților oxidanți: H + , NO 3 - , ASA DE 4 2 -
2Н + + 2е - =H 2
ASA DE 4
2-
din H2S04 concentrat ASA DE 4
2-
+ 2e -
+ 4
H +
=
ASA DE 2
+ 2
H 2
O
(formarea de S, H 2 S este de asemenea posibilă)
NO 3 - din HNO 3 concentrat NU 3 - + e -
+ 2H + =
NO2 + H20
NO 3 - din HNO 3 diluat NU 3 - + 3e -
+4H+=NO+2H2O
(este posibilă și formarea N 2 O, N 2, NH 4 +)
Exemple de reacții între metale și acizi
Zn + H2S04 (diluat) " ZnS04 + H2
8Al + 15H 2 SO 4 (k.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O
3Ni + 8HNO 3 (dil.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Cu + 4HNO 3 (k.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Produse de oxidare a metalelor în soluții acide
Metalele alcaline formează un cation de tip Me +, metalele s din al doilea grup formează cationi Eu 2+.
Când sunt dizolvate în acizi, metalele p-bloc formează cationii indicați în tabel.
Metalele Pb și Bi sunt dizolvate numai în acid azotic.
| Pe mine | Al | Ga | În | Tl | Sn | Pb | Bi |
| Mez+ | Al 3+ | Ga 3+ | În 3+ | Tl+ | Sn 2+ | Pb 2+ | Bi 3+ |
| Eo,B | -1,68 | -0,55 | -0,34 | -0,34 | -0,14 | -0,13 | +0,317 |
Toate d-metale de 4 perioade, cu excepția Cu , poate fi oxidat de ioniH+ în soluții acide.
Tipuri de cationi formați din metale din perioada 4 d:
- Eu 2+(formă d-metale variind de la Mn la Cu)
- eu 3+ ( formează Sc, Ti, V, Cr și Fe în acid azotic).
- Ti și V formează și cationi MeO 2+
În soluții acide, H + se poate oxida: Y, La, Cd.
Următoarele se pot dizolva în HNO3: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re se dizolvă în HNO3 fierbinte.
Următoarele se dizolvă în H2S04 fierbinte: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.
Metale: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sunt de obicei dizolvate într-un amestec de HNO3 + HF.
În acva regia (un amestec de HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au și Os pot fi dizolvate cu dificultate). Motivul dizolvării metalelor în acva regia sau într-un amestec de HNO 3 + HF este formarea de compuși complecși.
Exemplu. Dizolvarea aurului în acva regia devine posibilă datorită formării unui complex -
Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O
Interacțiunea metalelor cu apa
Proprietățile oxidante ale apei se datorează H(+1).
2H 2 O + 2e -" N 2 + 2OH -
Deoarece concentrația de H + în apă este scăzută, proprietățile sale de oxidare sunt scăzute. Metalele se pot dizolva în apă 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. Toates-metale, cu exceptia Fii și Mg se dizolvă ușor în apă.
2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 OH -
Na reacționează energic cu apa, eliberând căldură. H2 eliberat se poate aprinde.
2H2 +O2 = 2H2O
Mg se dizolvă numai în apă clocotită, Be este protejat de oxidare de un oxid inert insolubil
Metalele P-bloc sunt agenți reducători mai puțin puternici decâts.
Dintre metalele p, activitatea reducătoare este mai mare în metalele din subgrupa IIIA, Sn și Pb sunt agenți reducători slabi, Bi are Eo > 0.
P-metale nu se dizolvă în apă în condiții normale. Când oxidul protector este dizolvat de la suprafață în soluții alcaline cu apă, Al, Ga și Sn sunt oxidați.
Printre d-metale, ele sunt oxidate de apă când sunt încălzite Sc și Mn, La, Y. Fierul reacționează cu vaporii de apă.
Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline
În soluțiile alcaline, apa acționează ca un agent oxidant..
2H2O + 2e- =H2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)
Proprietățile oxidante ale apei scad odată cu creșterea pH-ului, datorită scăderii concentrației de H +. Cu toate acestea, unele metale care nu se dizolvă în apă se dizolvă în soluții alcaline, de exemplu, Al, Zn și alții. Motivul principal Dizolvarea unor astfel de metale în soluții alcaline este că oxizii și hidroxizii acestor metale prezintă amfoteritate, se dizolvă în alcali, eliminând bariera dintre agentul oxidant și agentul reducător.
Exemplu. Dizolvarea Al în soluție de NaOH.
2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2
