Reazioni con metalli attivi. Proprietà fisiche e chimiche dei metalli

Se nella tavola periodica degli elementi di D.I Mendeleev disegniamo una diagonale dal berillio all'astato, allora in basso a sinistra lungo la diagonale ci saranno elementi metallici (questi includono anche elementi dei sottogruppi laterali, evidenziati in blu), e in alto a destra - elementi non metallici (evidenziati in giallo). Gli elementi situati vicino alla diagonale - semimetalli o metalloidi (B, Si, Ge, Sb, ecc.) hanno un duplice carattere (evidenziato in rosa).

Come si può vedere dalla figura, la stragrande maggioranza degli elementi sono metalli.

Per la loro natura chimica, i metalli sono elementi chimici i cui atomi cedono elettroni da livelli energetici esterni o pre-esterni, formando ioni caricati positivamente.

Quasi tutti i metalli hanno raggi relativamente grandi e un piccolo numero di elettroni (da 1 a 3) a livello energetico esterno. I metalli sono caratterizzati da bassi valori di elettronegatività e proprietà riducenti.

I metalli più tipici si trovano all'inizio dei periodi (a partire dal secondo), poi da sinistra a destra le proprietà metalliche si indeboliscono. Nel gruppo dall'alto al basso, le proprietà metalliche aumentano all'aumentare del raggio degli atomi (a causa dell'aumento del numero di livelli energetici). Ciò porta ad una diminuzione dell'elettronegatività (la capacità di attrarre elettroni) degli elementi e ad un aumento delle proprietà riducenti (la capacità di donare elettroni ad altri atomi nelle reazioni chimiche).

Tipico i metalli sono elementi s (elementi del gruppo IA da Li a Fr. elementi del gruppo PA da Mg a Ra). La formula elettronica generale dei loro atomi è ns 1-2. Sono caratterizzati rispettivamente dagli stati di ossidazione + I e + II.

Il piccolo numero di elettroni (1-2) nel livello energetico esterno dei tipici atomi metallici significa che questi elettroni vengono facilmente persi e mostrano forti proprietà riducenti, come riflesso dai bassi valori di elettronegatività. Ciò implica proprietà chimiche e metodi limitati per ottenere metalli tipici.

Una caratteristica dei metalli tipici è la tendenza dei loro atomi a formare cationi e legami chimici ionici con atomi non metallici. I composti tipici dei metalli con i non metalli sono cristalli ionici di “metalanione del non metallo”, ad esempio K + Br -, Ca 2+ O 2-. I cationi dei metalli tipici sono inclusi anche nei composti con anioni complessi - idrossidi e sali, ad esempio Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

I metalli del gruppo A che formano la diagonale anfotera nella tavola periodica Be-Al-Ge-Sb-Po, così come i metalli ad essi adiacenti (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) non presentano tipiche caratteristiche metalliche. proprietà. Formula elettronica generale dei loro atomi ns 2 n.p. 0-4 comporta una maggiore varietà di stati di ossidazione, una maggiore capacità di trattenere i propri elettroni, una graduale diminuzione della loro capacità riducente e la comparsa di capacità ossidante, soprattutto negli stati di ossidazione elevati (tipici esempi sono i composti Tl III, Pb IV, Bi v) . Un comportamento chimico simile è caratteristico della maggior parte degli elementi d, cioè degli elementi dei gruppi B della tavola periodica (esempi tipici sono gli elementi anfoteri Cr e Zn).

Questa manifestazione delle proprietà dualistiche (anfotere), sia metalliche (basiche) che non metalliche, è dovuta alla natura del legame chimico. Allo stato solido, i composti di metalli atipici con non metalli contengono prevalentemente legami covalenti (ma meno forti dei legami tra non metalli). In soluzione, questi legami si rompono facilmente e i composti si dissociano in ioni (in tutto o in parte). Ad esempio, il gallio metallico è costituito da molecole di Ga 2; allo stato solido, i cloruri di alluminio e mercurio (II) AlCl 3 e HgCl 2 contengono legami fortemente covalenti, ma in soluzione AlCl 3 si dissocia quasi completamente e HgCl 2 - a una misura molto piccola (e anche allora negli ioni HgCl + e Cl -).

Proprietà fisiche generali dei metalli

A causa della presenza di elettroni liberi ("gas di elettroni") nel reticolo cristallino, tutti i metalli presentano le seguenti proprietà generali caratteristiche:

1) Plastica- la capacità di cambiare facilmente forma, allungarsi in filo e arrotolarsi in fogli sottili.

2) Lucentezza metallica e opacità. Ciò è dovuto all'interazione degli elettroni liberi con la luce incidente sul metallo.

3) Conduttività elettrica. È spiegato dal movimento direzionale degli elettroni liberi dal polo negativo a quello positivo sotto l'influenza di una piccola differenza di potenziale. Quando riscaldato, la conduttività elettrica diminuisce, perché All'aumentare della temperatura, le vibrazioni degli atomi e degli ioni nei nodi del reticolo cristallino si intensificano, il che complica il movimento direzionale del "gas di elettroni".

4) Conduttività termica.È causato dall'elevata mobilità degli elettroni liberi, grazie alla quale la temperatura si livella rapidamente sulla massa del metallo. La più alta conduttività termica si trova nel bismuto e nel mercurio.

5) Durezza. Il più duro è il cromo (taglia il vetro); i metalli alcalini più teneri - potassio, sodio, rubidio e cesio - vengono tagliati con un coltello.

6) Densità. Quanto più piccola è la massa atomica del metallo e quanto maggiore è il raggio dell'atomo, tanto più piccolo è. Il più leggero è il litio (ρ=0,53 g/cm3); il più pesante è l'osmio (ρ=22,6 g/cm3). I metalli con densità inferiore a 5 g/cm3 sono considerati “metalli leggeri”.

7) Punti di fusione ed ebollizione. Il metallo più fusibile è il mercurio (mp = -39°C), il metallo più refrattario è il tungsteno (mp = 3390°C). Metalli con temperatura di fusione sopra i 1000°C sono considerati refrattari, sotto – bassofondenti.

Proprietà chimiche generali dei metalli

Agenti riducenti forti: Me 0 – nē → Me n +

Numerose tensioni caratterizzano l'attività comparativa dei metalli nelle reazioni redox in soluzioni acquose.

I. Reazioni dei metalli con i non metalli

1) Con ossigeno:
2Mg+O2→2MgO

2) Con zolfo:
Hg + S → HgS

3) Con alogeni:
Ni + Cl2 – t° → NiCl2

4) Con azoto:
3Ca + N2 – t° → Ca3N2

5) Con fosforo:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Con idrogeno (reagiscono solo i metalli alcalini e alcalino terrosi):
2Li+H2→2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Reazioni dei metalli con acidi

1) I metalli nella serie di tensioni elettrochimiche fino a H riducono gli acidi non ossidanti a idrogeno:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+6HCl → 2AlCl3+3H2

6Na+2H3PO4 → 2Na3PO4+3H2

2) Con acidi ossidanti:

Quando l'acido nitrico di qualsiasi concentrazione e l'acido solforico concentrato interagiscono con i metalli L'idrogeno non viene mai rilasciato!

Zn + 2H2SO4(K) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H2SO4(k) + Cu → CuSO4 + SO2 + 2H2O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Interazione dei metalli con l'acqua

1) Gli attivi (metalli alcalini e alcalino terrosi) formano una base solubile (alcali) e idrogeno:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+2H2O → Ca(OH)2 + H2

2) I metalli di media attività vengono ossidati dall'acqua quando riscaldati fino a diventare un ossido:

Zn + H2O – t° → ZnO + H2

3) Inattivo (Au, Ag, Pt) - non reagisce.

IV. Spostamento di metalli meno attivi da parte di metalli più attivi da soluzioni dei loro sali:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Nell'industria, spesso non utilizzano metalli puri, ma miscele di essi - leghe, in cui le proprietà benefiche di un metallo sono integrate dalle proprietà benefiche di un altro. Pertanto, il rame ha una bassa durezza e non è adatto alla fabbricazione di parti di macchine, mentre le leghe di rame e zinco ( ottone) sono già piuttosto duri e sono ampiamente utilizzati nell'ingegneria meccanica. L'alluminio ha un'elevata duttilità e una leggerezza sufficiente (bassa densità), ma è troppo morbido. Sulla base di esso, viene preparata una lega con magnesio, rame e manganese: duralluminio (duralluminio), che, senza perdere le proprietà benefiche dell'alluminio, acquisisce elevata durezza e diventa adatto alla costruzione di aeromobili. Le leghe di ferro con carbonio (e additivi di altri metalli) sono ampiamente conosciute ghisa E acciaio.

I metalli liberi lo sono restauratori. Tuttavia, alcuni metalli hanno una bassa reattività a causa del fatto che sono rivestiti pellicola di ossido superficiale, a vari livelli, resistente ai reagenti chimici come acqua, soluzioni di acidi e alcali.

Ad esempio, il piombo è sempre ricoperto da una pellicola di ossido; la sua transizione in soluzione richiede non solo l'esposizione a un reagente (ad esempio acido nitrico diluito), ma anche il riscaldamento. La pellicola di ossido sull'alluminio impedisce la sua reazione con l'acqua, ma viene distrutta da acidi e alcali. Film di ossido sciolto (ruggine), formatosi sulla superficie del ferro in aria umida, non interferisce con l'ulteriore ossidazione del ferro.

Sotto l'influenza concentrato si formano acidi sui metalli sostenibile pellicola di ossido. Questo fenomeno si chiama passivazione. Quindi, concentrato acido solforico metalli come Be, Bi, Co, Fe, Mg e Nb sono passivati ​​(e quindi non reagiscono con l'acido) e nell'acido nitrico concentrato - metalli A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th e U.

Quando interagiscono con agenti ossidanti in soluzioni acide, la maggior parte dei metalli si trasforma in cationi, la cui carica è determinata dallo stato di ossidazione stabile di un dato elemento nei composti (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ e Fe 3 +)

L'attività riducente dei metalli in soluzione acida è trasmessa da una serie di sollecitazioni. La maggior parte dei metalli viene trasferita in soluzione con acido cloridrico e solforico diluito, ma Cu, Ag e Hg - solo con acido solforico (concentrato) e nitrico, e Pt e Au - con "regia vodka".

Corrosione dei metalli

Una proprietà chimica indesiderabile dei metalli è la loro distruzione attiva (ossidazione) a contatto con l'acqua e sotto l'influenza dell'ossigeno disciolto in essa (corrosione da ossigeno). Ad esempio, è ampiamente nota la corrosione dei prodotti in ferro nell'acqua, a seguito della quale si forma ruggine e i prodotti si sbriciolano in polvere.

La corrosione dei metalli avviene anche nell'acqua per la presenza dei gas disciolti CO 2 e SO 2; viene creato un ambiente acido e i cationi H + vengono spostati da metalli attivi sotto forma di idrogeno H 2 ( corrosione da idrogeno).

Il luogo in cui due metalli diversi entrano in contatto può essere particolarmente corrosivo ( corrosione da contatto). Una coppia galvanica si verifica tra un metallo, ad esempio Fe, e un altro metallo, ad esempio Sn o Cu, posto in acqua. Il flusso di elettroni va dal metallo più attivo, che si trova a sinistra nella serie di tensioni (Re), al metallo meno attivo (Sn, Cu), e il metallo più attivo viene distrutto (corroso).

È per questo motivo che la superficie stagnata delle lattine (ferro rivestito di stagno) si arrugginisce se conservata in un'atmosfera umida e maneggiata con noncuranza (il ferro collassa rapidamente anche dopo la comparsa di un piccolo graffio, permettendo al ferro di entrare in contatto con l'umidità). Al contrario, la superficie zincata di un secchio di ferro non arrugginisce a lungo, poiché anche se ci sono graffi, non è il ferro a corrodersi, ma lo zinco (metallo più attivo del ferro).

La resistenza alla corrosione di un dato metallo aumenta quando viene rivestito con un metallo più attivo o quando vengono fusi; Pertanto, rivestire il ferro con cromo o realizzare una lega di ferro e cromo elimina la corrosione del ferro. Ferro cromato e acciaio contenente cromo ( acciaio inossidabile), hanno un'elevata resistenza alla corrosione.

elettrometallurgia, cioè ottenere metalli mediante elettrolisi di fusi (per i metalli più attivi) o soluzioni saline;

pirometallurgia, ovvero il recupero di metalli da minerali ad alta temperatura (ad esempio, la produzione di ferro nel processo di altoforno);

idrometallurgia, cioè la separazione dei metalli dalle soluzioni dei loro sali da parte di metalli più attivi (ad esempio, la produzione di rame da una soluzione di CuSO 4 mediante l'azione di zinco, ferro o alluminio).

Talvolta i metalli nativi si trovano in natura (esempi tipici sono Ag, Au, Pt, Hg), ma più spesso i metalli si trovano sotto forma di composti ( minerali metallici). I metalli variano in abbondanza nella crosta terrestre: dai più comuni - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) ai più rari - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Proprietà riparative- queste sono le principali proprietà chimiche caratteristiche di tutti i metalli. Si manifestano in interazione con un'ampia varietà di agenti ossidanti, compresi gli agenti ossidanti provenienti dall'ambiente. In generale, l'interazione di un metallo con agenti ossidanti può essere espressa dal seguente schema:

Io + Agente ossidante" Me(+X),

Dove (+X) è lo stato di ossidazione positivo di Me.

Esempi di ossidazione dei metalli.

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

Serie di attività sui metalli

Le proprietà riducenti dei metalli differiscono l'una dall'altra. I potenziali degli elettrodi E sono usati come caratteristica quantitativa delle proprietà di riduzione dei metalli.

Quanto più attivo è il metallo, tanto più negativo è il suo potenziale di elettrodo standard E o.

I metalli disposti in fila man mano che la loro attività ossidativa diminuisce formano una serie di attività.

Serie di attività sui metalli

Me

Li

K

Ca

N / a

Mg

Al

Mn

Zn

Cr

Fe

Ni

Sn

Pb

H2

Cu

Ag

Au

Io z+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al 3+

Mn 2+

Zn2+

Cr 3+

Fe2+

Ni 2+

Sn 2+

Pb 2+

H+

Cu2+

Ag+

Au 3+

Eo,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

Un metallo con un valore Eo più negativo è in grado di ridurre un catione metallico con un potenziale dell'elettrodo più positivo.

La riduzione di un metallo da una soluzione del suo sale con un altro metallo con attività riducente maggiore è chiamata cementazione. La cementazione è utilizzata nelle tecnologie metallurgiche.

In particolare il Cd si ottiene riducendolo da una soluzione del suo sale con zinco.

Zn+Cd2+ = Cd+Zn2+

3.3. 1. Interazione dei metalli con l'ossigeno

L'ossigeno è un forte agente ossidante. Può ossidare la stragrande maggioranza dei metalli tranneAuEPt . I metalli esposti all'aria entrano in contatto con l'ossigeno, quindi quando si studia la chimica dei metalli si presta sempre attenzione alle peculiarità dell'interazione del metallo con l'ossigeno.

Tutti sanno che il ferro nell'aria umida si ricopre di ruggine, ossido di ferro idrato. Ma molti metalli allo stato compatto a temperature non troppo elevate mostrano resistenza all'ossidazione, poiché formano sottili pellicole protettive sulla loro superficie. Questi film di prodotti di ossidazione impediscono all'agente ossidante di entrare in contatto con il metallo. Il fenomeno della formazione di strati protettivi sulla superficie di un metallo che impediscono l'ossidazione del metallo è chiamato passivazione del metallo.

Un aumento della temperatura favorisce l'ossidazione dei metalli con l'ossigeno. L'attività dei metalli aumenta in uno stato finemente frantumato. La maggior parte dei metalli sotto forma di polvere bruciano in ossigeno.

s-metalli

Mostra la maggiore attività riducenteS-metalli. I metalli Na, K, Rb Cs possono accendersi nell'aria e sono conservati in recipienti sigillati o sotto uno strato di cherosene. Be e Mg sono passivati ​​a basse temperature nell'aria. Ma quando viene acceso, il nastro Mg brucia con una fiamma accecante.

MetalliIII sottogruppi A e il Li, quando interagiscono con l'ossigeno, formano ossidi.

2Ca + O2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

Metalli alcalini, eccettoLi, quando interagiscono con l'ossigeno, non formano ossidi, ma perossidiMe 2 O 2 e superossidiMeO 2 .

2Na+O2 = Na2O2

K+O2 = KO2

p-metalli

Metalli appartenenti aP- il blocco è passivato all'aria.

Quando brucia in ossigeno

• i metalli del sottogruppo IIIA formano ossidi del tipo Io 2O3,
• Sn è ossidato a SnO 2 e Pb - fino a PbO
• Bi va a Bi2O3.

d-metalli

TuttoD-periodo 4 i metalli vengono ossidati dall'ossigeno. Sc, Mn, Fe si ossidano più facilmente. Particolarmente resistenti alla corrosione sono Ti, V, Cr.

Quando bruciato in ossigeno di tuttiD

Quando bruciato in ossigeno di tuttiD-degli elementi del periodo 4, solo lo scandio, il titanio e il vanadio formano ossidi in cui Me è nello stato di ossidazione più elevato, pari al numero del gruppo. I restanti metalli D del periodo 4, quando bruciati in ossigeno, formano ossidi in cui Me si trova in stati di ossidazione intermedi ma stabili.

Tipi di ossidi formati dai d-metalli del periodo 4 durante la combustione in ossigeno:

• MeO formare Zn, Cu, Ni, Co. (a T>1000°C Cu forma Cu 2 O),
• Io 2O3, formano Cr, Fe e Sc,
• MeO2 - Mn e Ti,
• V forma un ossido superiore - V 2 O 5 .

D-metalli dei periodi 5 e 6, eccetto Sì, La, più resistente all'ossidazione rispetto a tutti gli altri metalli. Non reagisce con l'ossigeno Au,Pt .

Quando bruciato in ossigenoD-i metalli dei periodi 5 e 6, di regola, formano ossidi superiori, fanno eccezione i metalli Ag, Pd, Rh, Ru.

Tipi di ossidi formati dai d-metalli dei periodi 5 e 6 durante la combustione in ossigeno:

• Io 2O3- forma Y, La; Rh;
• MeO2-Zr,Hf; Io:
• Io 2O5- Nb, Ta;
• MeO3- Mo, W
• Io 2O7- Tc, Re
• MeO 4 -Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Io2O- Ag;

Interazione dei metalli con gli acidi

Nelle soluzioni acide, il catione idrogeno è un agente ossidante. Il catione H+ può ossidare i metalli nella serie di attività fino all'idrogeno, cioè. aventi potenziali di elettrodo negativi.

Molti metalli, quando ossidati, si trasformano in cationi in soluzioni acquose acideIo z + .

Gli anioni di numerosi acidi sono in grado di mostrare proprietà ossidanti più forti di H +. Tali agenti ossidanti includono anioni e gli acidi più comuni H 2 COSÌ 4 EHNO 3 .

NO 3 - gli anioni mostrano proprietà ossidanti a qualsiasi concentrazione in soluzione, ma i prodotti di riduzione dipendono dalla concentrazione dell'acido e dalla natura del metallo da ossidare.

Gli anioni SO 4 2- mostrano proprietà ossidanti solo in H 2 SO 4 concentrato.

Prodotti di riduzione degli agenti ossidanti: H+, NO 3 - , COSÌ 4 2 -

2Н + + 2е - =H2

COSÌ 4 2- da H 2 SO 4 concentrato COSÌ 4 2- +2e - + 4 H + = COSÌ 2 + 2 H 2 O

(è possibile anche la formazione di S, H 2 S)

NO 3 - da HNO 3 concentrato NO 3 - + es - +2H + = NO2 + H2O
NO 3 - da HNO 3 diluito NO 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

(è possibile anche la formazione di N 2 O, N 2, NH 4 +)

Esempi di reazioni tra metalli e acidi

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

8Al + 15H2SO4 (k.) " 4Al2 (SO4) 3 + 3H2S + 12H2O

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

Prodotti dell'ossidazione dei metalli in soluzioni acide

I metalli alcalini formano un catione di tipo Me+, i metalli s del secondo gruppo formano cationi Io 2+.

Quando disciolti in acidi, i metalli del blocco p formano i cationi indicati nella tabella.

I metalli Pb e Bi si sciolgono solo nell'acido nitrico.

Me	Al	Ga	In	Tl	Sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Gal 3+	Nel 3+	Tl+	Sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo, B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Tutti i d-metal di 4 periodi, eccetto Cu , può essere ossidato dagli ioniH+ in soluzioni acide.

Tipi di cationi formati dai d-metalli del periodo 4:

• Io 2+(formano d-metalli che vanno dal Mn al Cu)
• Io 3+ ( formano Sc, Ti, V, Cr e Fe nell'acido nitrico).
• Anche Ti e V formano cationi MeO2+

D-gli elementi dei periodi 5 e 6 sono più resistenti all'ossidazione rispetto ai periodi 4D- metalli.

Nelle soluzioni acide, gli H+ possono ossidarsi: Y, La, Cd.

Nell'HNO 3 si possono sciogliere: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re si sciolgono in HNO 3 caldo.

In H 2 SO 4 caldo si dissolvono: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metalli: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sono solitamente disciolti in una miscela di HNO 3 + HF.

Nell'acqua regia (una miscela di HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au e Os possono essere sciolti con difficoltà). Il motivo della dissoluzione dei metalli nell'acqua regia o in una miscela di HNO 3 + HF è la formazione di composti complessi.

Esempio. La dissoluzione dell'oro nell'acqua regia diventa possibile grazie alla formazione di un complesso -

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

Interazione dei metalli con l'acqua

Le proprietà ossidanti dell'acqua sono dovute a H(+1).

2H2O + 2e -" N 2 +2OH-

Poiché la concentrazione di H + nell'acqua è bassa, le sue proprietà ossidanti sono basse. I metalli possono dissolversi in acqua 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. TuttoS-metalli, eccetto Sii e ​​Mg si scioglie facilmente in acqua.

2 N / a + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

Na reagisce vigorosamente con l'acqua, rilasciando calore. L'H2 liberato potrebbe incendiarsi.

2H2+O2 =2H2O

Il Mg si dissolve solo in acqua bollente, il Be è protetto dall'ossidazione da un ossido insolubile inerte

I metalli del blocco P sono agenti riducenti meno potenti diS.

Tra i metalli p, l'attività riducente è maggiore nei metalli del sottogruppo IIIA, Sn e Pb sono agenti riducenti deboli, Bi ha Eo > 0.

I metalli p non si dissolvono in acqua in condizioni normali. Quando l'ossido protettivo viene sciolto dalla superficie in soluzioni alcaline con acqua, Al, Ga e Sn vengono ossidati.

Tra i metalli D, vengono ossidati dall'acqua quando Sc e Mn, La, Y vengono riscaldati, il ferro reagisce con il vapore acqueo.

Interazione dei metalli con soluzioni alcaline

Nelle soluzioni alcaline, l'acqua agisce come un agente ossidante..

2H2O + 2e - =H2+2OH- Eo = - 0,826 B (pH = 14)

Le proprietà ossidanti dell'acqua diminuiscono con l'aumentare del pH, a causa della diminuzione della concentrazione di H+. Tuttavia, alcuni metalli che non si sciolgono in acqua si dissolvono in soluzioni alcaline, ad esempio Al, Zn e alcuni altri. Il motivo principale della dissoluzione di tali metalli in soluzioni alcaline è che gli ossidi e gli idrossidi di questi metalli mostrano anfotericità e si dissolvono in alcali, eliminando la barriera tra l'agente ossidante e l'agente riducente.

Esempio. Dissoluzione di Al in soluzione di NaOH.

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

Gli atomi metallici cedono con relativa facilità gli elettroni di valenza e diventano ioni caricati positivamente. Pertanto, i metalli sono agenti riducenti. I metalli reagiscono con sostanze semplici: Ca + C12 - CaC12 I metalli attivi reagiscono con l'acqua: 2Na + 2H20 = 2NaOH + H2f. I metalli che si trovano nella serie dei potenziali degli elettrodi standard fino all'idrogeno interagiscono con soluzioni diluite di acidi (ad eccezione di HN03) con il rilascio di idrogeno: Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2f. I metalli reagiscono con soluzioni acquose di sali di metalli meno attivi: Ni + CuS04 = NiS04 + Cu J. I metalli reagiscono con acidi ossidanti: C. Metodi per produrre metalli La moderna metallurgia produce più di 75 metalli e numerose leghe basate su di essi. A seconda dei metodi per ottenere i metalli, si distinguono piroidro ed elettrometallurgia. GG) La pirometallurgia copre i metodi per ottenere metalli dai minerali utilizzando reazioni di riduzione condotte ad alte temperature. Come agenti riducenti vengono utilizzati carbone, metalli attivi, monossido di carbonio (II), idrogeno e metano. Cu20 + C - 2Cu + CO, t° Cu20 + CO - 2Cu + C02, t° Cr203 + 2A1 - 2Cg + A1203, (alluminotermia) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (magnesiotermia) t° W03 + 3H2 = W+3H20. (idrogenotermia) |C L'idrometallurgia è la produzione di metalli da soluzioni dei loro sali. Ad esempio, quando il minerale di rame contenente ossido di rame (I) viene trattato con acido solforico diluito, il rame entra in soluzione sotto forma di solfato: CuO + H2S04 = CuS04 + H20. Il rame viene quindi rimosso dalla soluzione mediante elettrolisi o spostamento utilizzando polvere di ferro: CuS04 + Fe = FeS04 + Cu. [h] L'elettrometallurgia è un metodo per produrre metalli dai loro ossidi o sali fusi mediante elettrolisi: elettrolisi 2NaCl - 2Na + Cl2. Domande e compiti per una soluzione indipendente 1. Indicare la posizione dei metalli nella tavola periodica di D.I. 2. Mostra le proprietà fisiche e chimiche dei metalli. 3. Spiega il motivo delle proprietà comuni dei metalli. 4. Mostra la variazione dell'attività chimica dei metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I e II della tavola periodica. 5. Come cambiano le proprietà metalliche degli elementi dei periodi II e III? 10l Nomina i tipi di pirometallurgia. Quali agenti riducenti vengono utilizzati in ciascun metodo specifico? Perché? 11. Nomina i metalli ottenuti mediante l'idrometallurgia. Qual è l'essenza e quali sono i vantaggi di questo metodo rispetto agli altri? 12. Fornire esempi di produzione di metalli mediante elettrometallurgia. In quali casi viene utilizzato questo metodo? 13. Quali sono i metodi moderni per produrre metalli di elevata purezza? 14. Cos'è il "potenziale dell'elettrodo"? Quale metallo ha il potenziale di elettrodo più alto e quale quello più basso in una soluzione acquosa? 15. Descrivere una serie di potenziali di elettrodi standard? 16. È possibile sostituire il ferro metallico da una soluzione acquosa del suo solfato utilizzando zinco metallico, nichel e sodio? Perché? 17. Qual è il principio di funzionamento delle celle galvaniche? Quali metalli possono essere utilizzati in essi? 18. Quali processi sono considerati corrosione? Che tipi di corrosione conosci? 19. Cos'è la cosiddetta corrosione elettrochimica? Quali metodi di protezione conoscete? 20. In che modo il contatto con altri metalli influisce sulla corrosione del ferro? Quale metallo verrà distrutto per primo su una superficie danneggiata di ferro stagnato, zincato e nichelato? 21. Quale processo si chiama elettrolisi? Scrivi reazioni che riflettono i processi che si verificano al catodo e all'anodo durante l'elettrolisi del cloruro di sodio fuso, soluzioni acquose di cloruro di sodio, solfato di rame, solfato di sodio, acido solforico. 22. Che ruolo gioca il materiale dell'elettrodo durante i processi di elettrolisi? Fornire esempi di processi di elettrolisi che si verificano con elettrodi solubili e insolubili. 23. La lega utilizzata per preparare le monete di rame contiene il 95% di rame. Determinare il secondo metallo incluso nella lega se, durante la lavorazione di una moneta da un centesimo con un eccesso di acido cloridrico, sono stati rilasciati 62,2 ml di idrogeno (n.u.). u.)? Cosa e in quale quantità è stato rilasciato al catodo?

Equazioni di reazione del 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 gli elementi s dei gruppi I e II, tutti gli elementi s, gli elementi p del gruppo III (eccetto il boro), nonché stagno e piombo (gruppo IV), bismuto (gruppo V) e polonio (gruppo VI). La maggior parte dei metalli ha 1-3 elettroni nel livello energetico esterno. Per gli atomi di elementi d, all'interno dei periodi, i sottolivelli d dello strato pre-esterno sono riempiti da sinistra a destra.
2. Le proprietà chimiche dei metalli sono determinate dalla struttura caratteristica dei loro gusci elettronici esterni.

Nell'arco di un periodo, all'aumentare 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. Quanto più piccolo è il raggio dell'atomo, tanto maggiore è l'energia di ionizzazione, quanto maggiore è il raggio dell'atomo, tanto minore è l'energia di ionizzazione. Poiché gli atomi di metallo hanno i raggi atomici più grandi, sono caratterizzati principalmente da bassi valori di energia di ionizzazione e affinità elettronica. I metalli liberi mostrano esclusivamente proprietà 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 solfuri - solfuri, con azoto - nitruri, con carbonio - carburi.

Con un aumento del valore algebrico del potenziale dell'elettrodo standard di un metallo E 0 nella serie di tensione, diminuisce la capacità del metallo di reagire con l'acqua.

Pertanto, il ferro reagisce con l'acqua solo a temperature molto elevate:

I metalli con un potenziale dell'elettrodo standard positivo, cioè quelli che si trovano 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 E0 negativo spostano l'idrogeno dalle soluzioni di HCl, H2S04, H3P04, ecc.

Un metallo con un valore E0 inferiore sostituisce un metallo con un valore E0 maggiore dalle soluzioni saline:

I più importanti composti del calcio ottenuti industrialmente, loro proprietà chimiche e metodi di produzione.

L'ossido di calcio CaO è chiamato calce viva. Si ottiene bruciando il calcare CaC0 3 --> CaO + CO, alla temperatura di 2000° C. L'ossido di calcio ha le proprietà di un ossido basico:

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

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

b) reagisce con gli acidi per formare sale e acqua:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

CaO + 2H + = Ca2+ + H2O

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

CaO+C02 = CaC03

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

Il latte di calce è un impasto liquido ottenuto mescolando la calce spenta 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 + CO2 = CaCO3 + H2O

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2

Se la soluzione trasparente risultante di bicarbonato di calcio viene riscaldata, si verifica nuovamente torbidità, poiché precipita un precipitato di CaC0 3.

Esistono proprietà tecnologiche, fisiche, meccaniche e chimiche dei metalli. Le proprietà fisiche includono il colore e la conduttività elettrica. Le caratteristiche di questo gruppo includono anche conduttività termica, fusibilità e densità del metallo.

Le caratteristiche meccaniche includono plasticità, elasticità, durezza, resistenza e tenacità.

Le proprietà chimiche dei metalli includono resistenza alla corrosione, solubilità e ossidabilità.

Caratteristiche come fluidità, temprabilità, saldabilità e malleabilità sono tecnologiche.

Proprietà fisiche

1. Colore. I metalli non trasmettono la luce attraverso se stessi, cioè sono opachi. Alla luce riflessa, ogni elemento ha la propria sfumatura: colore. Tra i metalli tecnici solo il rame e le sue leghe hanno colore. I restanti elementi sono caratterizzati da una tonalità che va dal bianco-argento al grigio acciaio.
2. Fusibilità. Questa caratteristica indica la capacità di un elemento di trasformarsi in uno stato liquido da uno stato solido sotto l'influenza della temperatura. La fusibilità è considerata la proprietà più importante dei metalli. Durante il processo di riscaldamento, tutti i metalli passano dallo stato solido allo stato liquido. Quando la sostanza fusa viene raffreddata, avviene una transizione inversa: dallo stato liquido a quello solido.
3. Conduttività elettrica. Questa caratteristica indica la capacità degli elettroni liberi di trasferire elettricità. La conduttività elettrica dei corpi metallici è migliaia di volte maggiore di quella dei corpi non metallici. All’aumentare della temperatura, la conduttività elettrica diminuisce e, al diminuire della temperatura, aumenta di conseguenza. Va notato che la conduttività elettrica delle leghe sarà sempre inferiore a quella di qualsiasi metallo che costituisce la lega.
4. Proprietà magnetiche. Ovviamente gli elementi magnetici (ferromagnetici) includono solo cobalto, nichel, ferro e alcune loro leghe. Tuttavia, se riscaldate ad una certa temperatura, queste sostanze perdono il loro magnetismo. Alcune leghe di ferro a temperatura ambiente non sono ferromagnetiche.
5. Conduttività termica. Questa caratteristica indica la capacità del calore di trasferirsi a un corpo meno riscaldato da un corpo più riscaldato senza movimento visibile delle sue particelle costituenti. L'elevato livello di conduttività termica consente di riscaldare e raffreddare i metalli in modo uniforme e rapido. Tra gli elementi tecnici, il rame ha l'indicatore più alto.

I metalli occupano un posto speciale in chimica. La presenza di caratteristiche adeguate consente l'utilizzo di una particolare sostanza in una determinata zona.

Proprietà chimiche dei metalli

1. Resistenza alla corrosione. La corrosione è la distruzione di una sostanza a seguito di una relazione elettrochimica o chimica con l'ambiente. L'esempio più comune è l'arrugginimento del ferro. La resistenza alla corrosione è una delle caratteristiche naturali più importanti di numerosi metalli. A questo proposito, sostanze come argento, oro e platino sono chiamate nobili. Il nichel ha un'elevata resistenza alla corrosione e altri materiali non ferrosi sono soggetti a distruzione più rapidamente e in modo più grave rispetto a quelli non ferrosi.
2. Ossidabilità. Questa caratteristica indica la capacità dell'elemento di reagire con O2 sotto l'influenza di agenti ossidanti.
3. Solubilità. I metalli che hanno una solubilità illimitata allo stato liquido possono formare soluzioni solide una volta solidificati. In queste soluzioni gli atomi di un componente vengono incorporati in un altro componente solo entro certi limiti.

Va notato che le proprietà fisiche e chimiche dei metalli sono una delle caratteristiche principali di questi elementi.