Características generales de los metales. Metales: características generales de metales y aleaciones.
Propiedades químicas típicas de sustancias simples: metales.
La mayoría de los elementos químicos se clasifican como metales: 92 de los 114 elementos conocidos. Rieles- estos son elementos químicos, cuyos átomos donan electrones de la capa electrónica exterior (y algunos - y pre-exterior), convirtiéndose en iones positivos. Esta propiedad de los átomos metálicos está determinada por el hecho que tienen radios relativamente grandes y una pequeña cantidad de electrones(principalmente de 1 a 3 en la capa exterior). Las únicas excepciones son 6 metales: los átomos de germanio, estaño y plomo en la capa exterior tienen 4 electrones, átomos de antimonio y bismuto - 5, átomos de polonio - 6. Para átomos metálicos pequeños valores de electronegatividad son característicos(0,7 a 1,9) y exclusivamente propiedades reconstituyentes, es decir, la capacidad de donar electrones. En la tabla periódica de elementos químicos de D. I. Mendeleev, los metales están por debajo de la diagonal boro-astato, así como por encima de ella, en subgrupos laterales. En los períodos y subgrupos principales, las regularidades que conoces operan en el cambio de lo metálico, y por tanto, las propiedades reductoras de los átomos de los elementos.
Elementos químicos ubicados cerca de la diagonal boro-astato (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, etc.), tienen propiedades duales: en algunos de sus compuestos se comportan como metales, en otros exhiben las propiedades de los no metales. En los subgrupos laterales, las propiedades reductoras de los metales suelen disminuir al aumentar el número de serie.
Compare la actividad de los metales del grupo I del subgrupo secundario que conoce: Cu, Ag, Au; II grupo de un subgrupo lateral: Zn, Cd, Hg, y lo verá por sí mismo. Esto puede explicarse por el hecho de que la fuerza del enlace de los electrones de valencia con el núcleo de los átomos de estos metales está más influenciada por la magnitud de la carga nuclear y no por el radio del átomo. La magnitud de la carga nuclear aumenta significativamente, aumenta la atracción de electrones al núcleo. Al mismo tiempo, el radio del átomo aumenta, pero no tan significativamente como para los metales de los principales subgrupos.
Sustancias simples formadas por elementos químicos: metales y sustancias complejas que contienen metales juegan un papel importante en la "vida" mineral y orgánica de la Tierra. Baste recordar que los átomos (iones) de los elementos metálicos son parte integral de los compuestos que determinan el metabolismo en humanos y animales. Por ejemplo, se han encontrado 76 elementos en la sangre humana y solo 14 de ellos no son metales.
En el cuerpo humano, algunos elementos, metales (calcio, potasio, sodio, magnesio) están presentes en grandes cantidades, es decir, son macroelementos. Y metales como el cromo, manganeso, hierro, cobalto, cobre, zinc, molibdeno están presentes en pequeñas cantidades, es decir, estos son oligoelementos. Si una persona pesa 70 kg, entonces su cuerpo contiene (en gramos): calcio - 1700, potasio - 250, sodio - 70, magnesio - 42, hierro - 5, zinc - 3. Todos los metales son extremadamente importantes, surgen problemas de salud y con su falta y con un exceso.
Por ejemplo, los iones de sodio regulan el contenido de agua en el cuerpo, la transmisión de impulsos nerviosos. Su deficiencia conduce a dolores de cabeza, debilidad, mala memoria, pérdida de apetito y el exceso conduce a un aumento de la presión arterial, hipertensión, enfermedades cardíacas.
Sustancias simples: metales
El desarrollo de la producción de metales (sustancias simples) y aleaciones está asociado con el surgimiento de la civilización (Edad del Bronce, Edad del Hierro). La revolución científica y tecnológica iniciada hace unos 100 años, que afectó tanto a la industria como al ámbito social, también está estrechamente relacionada con la producción de metales. Sobre la base de tungsteno, molibdeno, titanio y otros metales, comenzaron a crear aleaciones refractarias superduras, resistentes a la corrosión, cuyo uso amplió enormemente las posibilidades de la ingeniería mecánica. En tecnología nuclear y espacial, las aleaciones de tungsteno y renio se utilizan para fabricar piezas que funcionan a temperaturas de hasta 3000 ° C; en medicina, los instrumentos quirúrgicos se utilizan a partir de aleaciones de tantalio y platino, cerámicas únicas basadas en óxidos de titanio y circonio.
Y, por supuesto, no debemos olvidar que la mayoría de las aleaciones utilizan el conocido hierro metálico, y la base de muchas aleaciones ligeras está formada por metales relativamente "jóvenes": aluminio y magnesio. Las supernovas se han convertido en materiales compuestos, que representan, por ejemplo, un polímero o cerámica, que en su interior (como el hormigón con varillas de hierro) están reforzados con fibras metálicas de tungsteno, molibdeno, acero y otros metales y aleaciones; todo depende del objetivo, las propiedades materiales necesarias para lograrlo. La figura muestra un diagrama de la red cristalina de sodio metálico. En él, cada átomo de sodio está rodeado por ocho vecinos. El átomo de sodio, como todos los metales, tiene muchos orbitales de valencia libres y pocos electrones de valencia. La fórmula electrónica del átomo de sodio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, donde 3s, 3p, 3d - orbitales de valencia.
El único electrón de valencia del átomo de sodio es 3s 1 puede ocupar cualquiera de los nueve orbitales libres - 3s (uno), 3p (tres) y 3d (cinco), porque no son muy diferentes en el nivel de energía. Cuando los átomos se acercan entre sí, cuando se forma una red cristalina, los orbitales de valencia de los átomos vecinos se superponen, por lo que los electrones se mueven libremente de un orbital a otro, formando un enlace entre todos los átomos del cristal metálico. Este enlace químico se llama metálico.
Un enlace metálico está formado por elementos cuyos átomos en la capa externa tienen pocos electrones de valencia en comparación con un gran número de orbitales externos energéticamente cercanos. Sus electrones de valencia se mantienen débilmente en el átomo. Los electrones que hacen la conexión se socializan y se mueven por toda la red cristalina del metal neutro en su conjunto. Las sustancias ligadas con metales tienen rejillas de cristales metálicos, que generalmente se representan esquemáticamente como se muestra en la figura. Los cationes y los átomos metálicos ubicados en los nodos de la red cristalina aseguran su estabilidad y fuerza (los electrones socializados se representan como pequeñas bolas negras).
Enlace metálico- este es un enlace en metales y aleaciones entre átomos-iones metálicos ubicados en los nodos de la red cristalina, realizado por electrones de valencia compartidos. Algunos metales cristalizan en dos o más formas cristalinas. Esta propiedad de las sustancias, de existir en varias modificaciones cristalinas, se llama polimorfismo. El polimorfismo de sustancias simples se conoce como alotropía. Por ejemplo, el hierro tiene cuatro modificaciones cristalinas, cada una de las cuales es estable en un cierto rango de temperatura:
α - estable hasta 768 ° С, ferromagnético;
β - estable de 768 a 910 ° С, no ferromagnético, es decir, paramagnético;
γ - estable de 910 a 1390 ° С, no ferromagnético, es decir, paramagnético;
δ - estable de 1390 a 1539 ° C (£ ° pl de hierro), no ferromagnético.
El estaño tiene dos modificaciones cristalinas:
α - estable por debajo de 13,2 ° C (p = 5,75 g / cm 3). Esto es estaño gris. Tiene una red cristalina tipo diamante (atómica);
β - estable por encima de 13,2 ° C (p = 6,55 g / cm 3). Esta es lata blanca.
La lata blanca es un metal muy blando de color blanco plateado. Cuando se enfría por debajo de 13,2 ° C, se desintegra en un polvo gris, ya que durante la transición, su volumen específico aumenta significativamente. Este fenómeno se denomina "plaga del estaño".
Por supuesto, el tipo especial de enlace químico y el tipo de red cristalina de los metales deben determinarlos y explicarlos. propiedades físicas... ¿Qué son? Estos son brillo metálico, plasticidad, alta conductividad eléctrica y conductividad térmica, un aumento de la resistencia eléctrica con el aumento de temperatura, así como propiedades tan importantes como densidad, altos puntos de fusión y ebullición, dureza y propiedades magnéticas. La acción mecánica sobre un cristal con una red de cristal metálico provoca un desplazamiento de las capas de átomos de iones entre sí (Fig.17), y dado que los electrones se mueven por todo el cristal, no se produce la rotura de enlaces, por lo tanto, los metales se caracterizan por alta plasticidad. Un efecto similar en un sólido con enlaces covalentes (red cristalina atómica) conduce a la rotura de enlaces covalentes. La ruptura de enlaces en la red iónica conduce a la repulsión mutua de iones con cargas similares. Por tanto, las sustancias con redes cristalinas atómicas e iónicas son frágiles. Los metales más plásticos son Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Se dibujan fácilmente en alambre, aptos para forjar, presionar y enrollar en láminas. Por ejemplo, se puede hacer una lámina de oro de 0,003 mm de espesor, y se pueden utilizar 0,5 g de este metal para dibujar un hilo de 1 km de largo. Incluso el mercurio, que es líquido a temperatura ambiente, a temperaturas bajas en estado sólido se vuelve maleable, como el plomo. Solo Bi y Mn no tienen plasticidad, son frágiles.
¿Por qué los metales tienen un brillo característico y también son opacos?
Los electrones que llenan el espacio interatómico reflejan los rayos de luz (en lugar de transmitirlos, como el vidrio), y la mayoría de los metales dispersan por igual todos los rayos de la parte visible del espectro. Por lo tanto, son de color blanco plateado o gris. El estroncio, el oro y el cobre absorben en mayor medida longitudes de onda cortas (cercanas al violeta) y reflejan ondas largas del espectro de luz, por lo que tienen colores amarillo claro, amarillo y "cobre". Aunque en la práctica el metal no siempre nos parece un "cuerpo ligero". Primero, su superficie puede oxidarse y perder su brillo. Por lo tanto, el cobre nativo parece una piedra verdosa. A en segundo lugar y el metal puro puede no brillar. Las láminas muy delgadas de plata y oro tienen una apariencia completamente inesperada: tienen un color verde azulado. Y los polvos de metal fino aparecen de color gris oscuro, incluso negro. La plata, el aluminio y el paladio tienen la mayor reflectividad. Se utilizan en la fabricación de espejos, incluidos focos.
¿Por qué los metales tienen una alta conductividad eléctrica y térmica?
Los electrones que se mueven caóticamente en un metal, bajo la influencia de un voltaje eléctrico aplicado, adquieren un movimiento direccional, es decir, conducen una corriente eléctrica. Con un aumento en la temperatura del metal, aumentan las amplitudes de vibraciones de átomos e iones ubicados en los nodos de la red cristalina. Esto dificulta el movimiento de los electrones, la conductividad eléctrica del metal cae. A bajas temperaturas, el movimiento vibratorio, por el contrario, se reduce en gran medida y la conductividad eléctrica de los metales aumenta bruscamente. Cerca del cero absoluto, prácticamente no hay resistencia en los metales y la superconductividad aparece en la mayoría de los metales.
Cabe señalar que los no metales con conductividad eléctrica (por ejemplo, grafito), por el contrario, no conducen corriente eléctrica a bajas temperaturas debido a la ausencia de electrones libres. Y solo con un aumento de temperatura y la destrucción de algunos enlaces covalentes, su conductividad eléctrica comienza a aumentar. La plata, el cobre, así como el oro y el aluminio tienen la conductividad eléctrica más alta, el manganeso, el plomo y el mercurio tienen la conductividad eléctrica más baja.
Muy a menudo, con la misma regularidad que la conductividad eléctrica, la conductividad térmica de los metales cambia. Se debe a la alta movilidad de los electrones libres que, al chocar con iones y átomos en vibración, intercambian energía con ellos. La temperatura se iguala en toda la pieza de metal.
La resistencia mecánica, la densidad y el punto de fusión de los metales son muy diferentes.... Además, con un aumento en el número de electrones que se unen a átomos de iones y una disminución en la distancia interatómica en los cristales, los índices de estas propiedades aumentan.
Entonces, Metales alcalinos(Li, K, Na, Rb, Cs), cuyos átomos tienen un electrón de valencia, blandos (cortados con cuchillo), de baja densidad (el litio es el metal más ligero con p = 0,53 g / cm 3) y se funden a bajas temperaturas (por ejemplo, el punto de fusión del cesio es de 29 ° C). El único metal líquido en condiciones normales, el mercurio, tiene un punto de fusión de -38,9 ° C. El calcio, que tiene dos electrones en el nivel de energía exterior de los átomos, es mucho más duro y se funde a más alta temperatura(842 ° C). Aún más fuerte es la red cristalina formada por iones de escandio, que tiene tres electrones de valencia. Pero las redes cristalinas más fuertes, las altas densidades y los puntos de fusión se observan en los metales de los subgrupos laterales de los grupos V, VI, VII, VIII. Esto se debe a que los metales de los subgrupos laterales con electrones de valencia no apareados en el subnivel d se caracterizan por la formación de enlaces covalentes muy fuertes entre átomos, además del metálico, realizado por los electrones de la capa externa de los orbitales s.
Metal más pesado- este es el osmio (Os) con p = 22,5 g / cm 3 (un componente de aleaciones superduras y resistentes al desgaste), el metal más refractario es el tungsteno W con t = 3420 ° C (utilizado para la fabricación de filamentos de lámparas), el metal más duro, es el cromo Cr (arañazos de vidrio). Forman parte de los materiales con los que se fabrican las herramientas para cortar metales, las pastillas de freno de las máquinas pesadas, etc. Los metales interactúan de forma diferente con el campo magnético. Los metales como el hierro, el cobalto, el níquel y el gadolinio destacan por su capacidad de ser altamente magnetizados. Se llaman ferromagnetos. La mayoría de los metales (metales alcalinos y alcalinotérreos y una parte importante de los metales de transición) están débilmente magnetizados y no retienen este estado fuera del campo magnético; estos son paramagnetos. Metales expulsados campo magnético, - Diamagnetos (cobre, plata, oro, bismuto).
Al considerar la estructura electrónica de los metales, dividimos los metales en metales de los subgrupos principales (elementos s y p) y metales de subgrupos secundarios (elementos d y f de transición).
En tecnología, se acostumbra clasificar los metales según diversas propiedades físicas:
1. Densidad: pulmones (p< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Punto de fusión: fusible y refractario.
Existen clasificaciones químicas de metales. Los metales con baja reactividad se denominan noble(plata, oro, platino y sus análogos: osmio, iridio, rutenio, paladio, rodio). Por la proximidad de las propiedades químicas, se distinguen alcalino(metales del subgrupo principal del grupo I), tierra alcalina(calcio, estroncio, bario, radio) y metales de tierras raras(escandio, itrio, lantano y lantánidos, anémonas y actínidos).
Propiedades químicas generales de los metales.
Los átomos de metal son relativamente fáciles donar electrones de valencia y pasan a iones con carga positiva, es decir, se oxidan. Esto es lo principal propiedad comun y átomos y sustancias simples: metales. Metales en reacciones químicas siempre restauradores. La capacidad reductora de los átomos de sustancias simples: metales, formados por elementos químicos de un período o un subgrupo principal de la tabla periódica de DI Mendeleev, cambia naturalmente.
La actividad reductora de un metal en reacciones químicas que tienen lugar en soluciones acuosas refleja su posición en la serie electroquímica de voltajes metálicos.
Sobre la base de esta serie de tensiones, se pueden extraer las siguientes conclusiones importantes sobre la actividad química de los metales en reacciones que tienen lugar en soluciones acuosas en condiciones estándar (t = 25 ° C, p = 1 atm).
· Cuanto más a la izquierda esté el metal en esta fila, más poderoso será el agente reductor.
· Cada metal es capaz de desplazar (reducir) de las sales en solución aquellos metales que se encuentran en la serie de voltajes que le siguen (a la derecha).
· Los metales ubicados en la serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno pueden desplazarlo de los ácidos en solución.
· Los metales, que son los agentes reductores más fuertes (alcalinos y alcalinotérreos), en cualquier solución acuosa interactúan principalmente con el agua.
La actividad reductora de un metal, determinada por la serie electroquímica, no siempre corresponde a su posición en la tabla periódica. Esto se explica por el hecho de que al determinar la posición de un metal en una serie de voltajes, no solo se tiene en cuenta la energía de desprendimiento de electrones de los átomos individuales, sino también la energía gastada en la destrucción de la red cristalina. como la energía liberada durante la hidratación de iones. Por ejemplo, el litio es más activo en soluciones acuosas que el sodio (aunque, por su posición en la tabla periódica, el Na es un metal más activo). El caso es que la energía de hidratación de los iones Li + es mucho mayor que la energía de hidratación del Na +, por lo que el primer proceso es energéticamente más favorable. Habiendo considerado las disposiciones generales que caracterizan las propiedades reductoras de los metales, pasamos a las reacciones químicas específicas.
Interacción de metales con no metales.
· Con oxígeno, la mayoría de los metales forman óxidos.- básico y anfótero. Los óxidos ácidos de metales de transición, por ejemplo, óxido de cromo (VI) CrO go óxido de manganeso (VII) Mn 2 O 7, no se forman por oxidación directa del metal con oxígeno. Se obtienen de forma indirecta.
Los metales alcalinos Na, K reaccionan activamente con el oxígeno atmosférico formando peróxidos:
El óxido de sodio se obtiene de forma indirecta calcinando los peróxidos con los metales correspondientes:
El litio y los metales alcalinotérreos interactúan con el oxígeno atmosférico para formar óxidos básicos:
Los metales distintos del oro y el platino, que no se oxidan en absoluto con el oxígeno atmosférico, interactúan con él de forma menos activa o cuando se calientan:
· Con halógenos, los metales forman sales de ácidos hidrohálicos., por ejemplo:
· Con el hidrógeno, los metales más activos forman hidruros.- Sustancias similares a sales iónicas en las que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1, por ejemplo:
Muchos metales de transición forman hidruros de un tipo especial con hidrógeno; hay, por así decirlo, disolución o introducción de hidrógeno en la red cristalina de metales entre átomos e iones, mientras que el metal retiene su apariencia, pero aumenta de volumen. El hidrógeno absorbido está en el metal, aparentemente en forma atómica.
También hay hidruros metálicos intermedios.
· Con metales grises forman sales - sulfuros, por ejemplo:
· Los metales reaccionan con el nitrógeno con un poco más de dificultad. porque el enlace químico en la molécula de nitrógeno N 2 es muy fuerte; en este caso, se forman nitruros. A temperaturas normales, solo el litio interactúa con el nitrógeno:
Interacción de metales con sustancias complejas
· Con agua. En condiciones normales, los metales alcalinos y alcalinotérreos desplazan el hidrógeno del agua y forman bases solubles: álcalis, por ejemplo:
Otros metales, que están en la serie de voltajes antes del hidrógeno, también pueden desplazar el hidrógeno del agua bajo ciertas condiciones. Pero el aluminio reacciona violentamente con el agua solo si se quita la película de óxido de su superficie:
El magnesio interactúa con el agua solo cuando hierve, mientras que también se libera hidrógeno:
Si el magnesio ardiente se agrega al agua, la combustión continúa, ya que la reacción continúa:
El hierro interactúa con el agua solo en un estado al rojo vivo:
· Con ácidos en solución (HCl, H 2 ASI QUE 4 ), CH 3 COOH etc., excepto para HNO 3 ) interactúan con los metales, colocándose en la serie de tensiones hasta el hidrógeno. Esto produce sal e hidrógeno.
Pero el plomo (y algunos otros metales), a pesar de su posición en la serie de voltajes (a la izquierda del hidrógeno), casi no se disuelve en ácido sulfúrico diluido, ya que el sulfato de plomo resultante, PbSO 4, es insoluble y crea una película protectora en la superficie. superficie de metal.
· Con sales de metales menos activos en solución. Como resultado de esta reacción, se forma una sal de un metal más activo y se libera un metal menos activo en forma libre.
Debe recordarse que la reacción tiene lugar cuando la sal resultante es soluble. El desplazamiento de metales de sus compuestos por otros metales fue estudiado en detalle por primera vez por NN Beketov, un gran científico ruso en el campo de la química física. Organizó los metales de acuerdo con su actividad química en la "serie de desplazamiento", que se convirtió en el prototipo de una serie de tensiones metálicas.
· Con sustancias orgánicas. La interacción con ácidos orgánicos es similar a las reacciones con ácidos minerales. Los alcoholes, por otro lado, pueden exhibir propiedades ácidas débiles cuando interactúan con metales alcalinos:
El fenol reacciona de manera similar:
Los metales participan en reacciones con haloalcanos, que se utilizan para obtener cicloalcanos inferiores y para síntesis, durante las cuales el esqueleto carbónico de la molécula se vuelve más complejo (reacción de A. Würz):
· Los metales cuyos hidróxidos son anfóteros interactúan con los álcalis en solución. Por ejemplo:
· Los metales pueden formar compuestos químicos entre sí, que se denominan colectivamente compuestos intermetálicos. La mayoría de las veces no muestran los estados de oxidación de los átomos, que son característicos de los compuestos de metales con no metales. Por ejemplo:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, etc.
Los compuestos intermetálicos generalmente no tienen una composición constante, el enlace químico en ellos es principalmente metálico. La formación de estos compuestos es más típica para metales de subgrupos laterales.
Metales de los principales subgrupos de los grupos I-III de la tabla periódica de elementos químicos de D.I.Mendeleev
características generales
Estos son metales del subgrupo principal del grupo I. Sus átomos en el nivel de energía exterior tienen un electrón cada uno. Metales alcalinos - agentes reductores fuertes... Su capacidad reductora y reactividad aumentan con un aumento en el número ordinal del elemento (es decir, de arriba hacia abajo en la tabla periódica). Todos ellos son conductores de electricidad. La fuerza de enlace entre los átomos de metales alcalinos disminuye con un aumento en el número ordinal del elemento. También se reducen sus puntos de fusión y ebullición. Los metales alcalinos interactúan con muchas sustancias simples: oxidantes... En reacción con el agua, forman bases solubles en agua (álcalis). Elementos alcalinotérreos los elementos del subgrupo principal del grupo II se denominan. Los átomos de estos elementos contienen en el nivel de energía externa dos electrones... Son los restauradores más fuertes, tienen un estado de oxidación de +2. En este subgrupo principal, se observan patrones generales en el cambio en las propiedades físicas y químicas asociadas con un aumento en el tamaño de los átomos en el grupo de arriba hacia abajo, y el enlace químico entre los átomos también se debilita. Con un aumento en el tamaño del ion, las propiedades ácidas se debilitan y las propiedades básicas de los óxidos e hidróxidos aumentan.
El principal subgrupo del grupo III está formado por los elementos boro, aluminio, galio, indio y talio. Todos los elementos son elementos p. A nivel de energía externa, tienen tres (s 2 pag 1 ) electrón, lo que explica la similitud de propiedades. Estado de oxidación +3. Dentro de un grupo, con un aumento de la carga del núcleo, aumentan las propiedades metálicas. El boro es un elemento no metálico, mientras que el aluminio ya tiene propiedades metálicas. Todos los elementos forman óxidos e hidróxidos.
La mayoría de los metales se encuentran en subgrupos de la tabla periódica. A diferencia de los elementos de los subgrupos principales, donde hay un llenado gradual del nivel externo de los orbitales atómicos con electrones, los elementos de los subgrupos subsidiarios se llenan con los orbitales d del penúltimo nivel de energía y los orbitales s del último. . El número de electrones corresponde al número de grupo. Los elementos con un número igual de electrones de valencia se agrupan bajo un número. Todos los elementos de los subgrupos son metales.
Las sustancias simples formadas por metales de subgrupos tienen fuertes redes cristalinas que son resistentes al calor. Estos metales son los más fuertes y refractarios entre otros metales. En los elementos d, se manifiesta claramente la transición con un aumento en su valencia de propiedades básicas a anfóteras a ácidas.
Metales alcalinos (Na, K)
A nivel de energía externa, los átomos de metales alcalinos de los elementos contienen un electrón a la vez situado a gran distancia del núcleo. Donan fácilmente este electrón, por lo que son fuertes agentes reductores. En todos los compuestos, los metales alcalinos presentan un estado de oxidación de +1. Sus propiedades reductoras aumentan con el aumento del radio atómico de Li a Cs.... Todos ellos son metales típicos, tienen un color blanco plateado, suaves (cortados a cuchillo), ligeros y fusibles. Interactuar activamente con todos no metales:
Todos los metales alcalinos reaccionan con el oxígeno (excepto el Li) para formar peróxidos. Los metales alcalinos no se encuentran en forma libre debido a su alta actividad química.
Óxidos- sólidos, tienen propiedades básicas. Se obtienen calcinando peróxidos con los metales correspondientes:
Hidróxidos NaOH, KOH- Sustancias sólidas blancas, higroscópicas, fácilmente solubles en agua con liberación de calor, se denominan álcalis:
Casi todas las sales de metales alcalinos son solubles en agua. Los más importantes de ellos: Na 2 CO 3 - carbonato de sodio; Na 2 CO 3 10H 2 O - sosa cristalina; NaHCO 3 - bicarbonato de sodio, bicarbonato de sodio; K 2 CO 3 - carbonato de potasio, potasio; Na _ {2} SO _ {4} 10H _ {2} O - sal de Glauber; NaCl - cloruro de sodio, sal comestible.
Elementos del grupo I en tablas
Metales alcalinotérreos (Ca, Mg)
El calcio (Ca) es un representante metales alcalinotérreos, que se denominan elementos del subgrupo principal del grupo II, pero no todos, pero solo comenzando por el calcio y descendiendo por el grupo. Estos son los elementos químicos que, al interactuar con el agua, forman álcalis. El calcio a nivel de energía externa contiene dos electrones, estado de oxidación +2.
Las propiedades físicas y químicas del calcio y sus compuestos se presentan en la tabla.
Magnesio (mg) tiene la misma estructura atómica que el calcio, su estado de oxidación también es +2. Metal blando, pero su superficie está cubierta de aire. película protectora, que reduce ligeramente la actividad química. Su ardor va acompañado de un destello cegador. MgO y Mg (OH) 2 exhiben propiedades básicas. Aunque el Mg (OH) 2 es ligeramente soluble, tiñe la solución de fenolftaleína con un color carmesí.
Mg + O 2 = MgO 2
Los óxidos de MO son sustancias refractarias sólidas de color blanco. En la técnica, el CaO se llama cal viva y el MgO se llama magnesia quemada, estos óxidos se utilizan en la producción de materiales de construcción. La reacción del óxido de calcio con el agua va acompañada de la liberación de calor y se llama apagado de la cal, y el Ca (OH) 2 resultante se llama cal apagada. Una solución clara de hidróxido de calcio se llama agua de cal, y una suspensión blanca de Ca (OH) 2 en agua se llama lechada de cal.
Las sales de magnesio y calcio se obtienen por su interacción con ácidos.
CaCO 3: carbonato de calcio, tiza, mármol, piedra caliza. Se utiliza en construcción. El MgCO 3, carbonato de magnesio, se utiliza en metalurgia para eliminar las escorias.
CaSO 4 2H 2 O - yeso. El MgSO 4 (sulfato de magnesio) se llama sal amarga o de Epsom y se encuentra en el agua de mar. BaSO 4 - sulfato de bario - debido a su insolubilidad y capacidad para bloquear los rayos X, se utiliza en el diagnóstico ("papilla de barita") del tracto gastrointestinal.
El calcio representa el 1,5% del peso corporal humano, el 98% del calcio se encuentra en los huesos. El magnesio es un bioelemento, hay alrededor de 40 g en el cuerpo humano, está involucrado en la formación de moléculas de proteínas.
Metales alcalinotérreos en tablas
Aluminio
Aluminio (Al)- un elemento del subgrupo principal del grupo III del sistema periódico de D. I. Mendeleev. El átomo de aluminio contiene en el nivel de energía externa tres electrones, que emite fácilmente durante las interacciones químicas. En el antepasado del subgrupo y el vecino superior del aluminio, el boro, el radio del átomo es más pequeño (para el boro es de 0.080 nm, para el aluminio, 0.143 nm). Además, el átomo de aluminio tiene una capa intermedia de ocho electrones (2e; 8e; 3e), que evita la extensión de los electrones externos al núcleo. Por tanto, las propiedades reductoras de los átomos de aluminio son bastante pronunciadas.
En casi todos sus compuestos, el aluminio tiene estado de oxidación +3.
El aluminio es una sustancia simple
Metal ligero blanco plateado. Se funde a 660 ° C. Es muy plástico, se estira fácilmente en alambre y se enrolla en papel de aluminio de hasta 0,01 mm de espesor. Tiene una conductividad eléctrica y térmica muy alta. Forman aleaciones ligeras y fuertes con otros metales. El aluminio es un metal muy activo. Si el aluminio en polvo o fino papel de aluminio se calientan fuertemente, entonces ellos enciende y arde con una llama cegadora:
Esta reacción se puede observar al quemar bengalas y fuegos artificiales. Aluminio, como todos los metales, reacciona fácilmente con no metales, especialmente en estado pulverulento. Para que comience la reacción, es necesario un calentamiento inicial, con la excepción de las reacciones con halógenos: cloro y bromo, pero luego todas las reacciones del aluminio con los no metales son muy violentas y van acompañadas de la liberación de una gran cantidad de calor. :
Aluminio se disuelve bien en ácidos sulfúrico y clorhídrico diluidos:
Y aquí Los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados pasivan el aluminio. formando en la superficie del metal película de óxido densa y duradera, lo que evita el curso posterior de la reacción. Por tanto, estos ácidos se transportan en depósitos de aluminio.
El óxido y el hidróxido de aluminio tienen propiedades anfóteras., por lo tanto, el aluminio se disuelve en soluciones acuosas de álcalis, formando sales - aluminatos:
El aluminio se usa ampliamente en metalurgia para obtener metales: cromo, manganeso, vanadio, titanio, circonio a partir de sus óxidos. Este método se llama alumotermia. En la práctica, a menudo se usa termita, una mezcla de Fe 3 O 4 con polvo de aluminio. Si esta mezcla se enciende, por ejemplo, con una cinta de magnesio, se produce una reacción vigorosa con la liberación. un número grande calor:
El calor liberado es suficiente para la fusión completa del hierro formado, por lo que este proceso se utiliza para soldar productos de acero.
El aluminio se puede obtener por electrólisis: la descomposición de la masa fundida de su óxido Al 2 O 3 en sus partes constituyentes mediante una corriente eléctrica. Pero el punto de fusión del óxido de aluminio es de aproximadamente 2050 ° C, por lo que se requieren altos costos de energía para la electrólisis.
Compuestos de aluminio
Aluminosilicatos... Estos compuestos pueden considerarse como sales formadas por óxido de aluminio, silicio, metales alcalinos y alcalinotérreos. Constituyen la mayor parte de la corteza terrestre. En particular, los aluminosilicatos se encuentran en los feldespatos, los minerales y arcillas más comunes.
Bauxita- la roca de la que se obtiene el aluminio. Contiene óxido de aluminio Al 2 O 3.
Corundo- un mineral de composición Al 2 O 3, tiene una dureza muy alta, su variedad de grano fino, que contiene impurezas, - esmeril, se usa como material abrasivo (molienda). Otro compuesto natural, la alúmina, tiene la misma fórmula.
Bien conocido transparente, coloreado con impurezas, cristales de corindón: rojo - rubíes y azul - zafiros, que se utilizan como piedras preciosas. Actualmente, se obtienen de forma artificial y se utilizan no solo para joyería, sino también con fines técnicos, por ejemplo, para la fabricación de piezas para relojes y otros instrumentos de precisión. Los cristales de rubí se utilizan en láseres.
Óxido de aluminio Al 2 O 3 - una sustancia blanca con un punto de fusión muy alto. Puede obtenerse por descomposición al calentar hidróxido de aluminio:
Hidróxido de aluminio Al (OH) 3 precipita en forma de precipitado gelatinoso bajo la acción de álcalis sobre soluciones de sales de aluminio:
Cómo hidróxido anfótero se disuelve fácilmente en ácidos y soluciones alcalinas:
Alumina llamadas sales de ácidos de aluminio inestables: orto-aluminio H 2 AlO 3, meta-aluminio HAlO 2 (se puede considerar como ácido orto-aluminio, de cuya molécula se extrajo la molécula de agua). Los aluminatos naturales incluyen la espinela noble y el crisoberilo precioso. Las sales de aluminio, excepto los fosfatos, son fácilmente solubles en agua. Algunas sales (sulfuros, sulfitos) se descomponen con el agua. El cloruro de aluminio AlCl 3 se utiliza como catalizador en la producción de muchas sustancias orgánicas.
Elementos del grupo III en tablas
Caracterización de elementos de transición: cobre, zinc, cromo, hierro.
Cobre (Cu)- un elemento de un subgrupo secundario del primer grupo. Fórmula electrónica: (… 3d 10 4s 1). Su décimo electrón d es móvil, ya que se ha movido desde el subnivel 4S. El cobre en los compuestos exhibe estados de oxidación +1 (Cu 2 O) y +2 (CuO). El cobre es un metal de color rosa claro, viscoso, viscoso, un excelente conductor de electricidad. Punto de fusión 1083 ° C.
Como otros metales del subgrupo I del grupo I del sistema periódico, el cobre se encuentra en la fila de actividad a la derecha del hidrógeno y no lo desplaza de los ácidos, sino que reacciona con ácidos oxidantes:
Bajo la acción de los álcalis sobre soluciones de sales de cobre, un precipitado de una base débil de color azul.- hidróxido de cobre (II) que, cuando se calienta, se descompone en un óxido negro básico CuO y agua:
Propiedades químicas cobre en tablas
Zinc (Zn)- un elemento de un subgrupo secundario del grupo II. Su fórmula electrónica es la siguiente: (… 3d 10 4s 2). Dado que el penúltimo subnivel d en los átomos de zinc está completamente completado, el zinc en los compuestos exhibe un estado de oxidación de +2.
El zinc es un metal blanco plateado que prácticamente no cambia con el aire. Tiene resistencia a la corrosión debido a la presencia de una película de óxido en su superficie. El zinc es uno de los metales más activos a temperaturas elevadas. reacciona con sustancias simples:
El zinc, como otros metales, desplaza metales menos activos de sus sales:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn (NO 3) 2
Anfoterina de hidróxido de zinc, es decir, exhibe las propiedades tanto del ácido como de la base. Con la adición gradual de la solución alcalina a la solución de sal de zinc, el precipitado inicialmente precipitado se disuelve (lo mismo ocurre con el aluminio):
Propiedades químicas del zinc en tablas
Por ejemplo cromo (Cr) se puede demostrar que las propiedades de los elementos de transición cambian a lo largo del período no fundamentalmente: hay un cambio cuantitativo asociado con un cambio en el número de electrones en los orbitales de valencia. El estado máximo de oxidación del cromo es +6. El metal en la fila de actividad está a la izquierda del hidrógeno y lo desplaza de los ácidos:
Cuando se agrega una solución alcalina a dicha solución, se forma un precipitado de Me (OH) 2 , que se oxida rápidamente por el oxígeno atmosférico:
Corresponde al óxido anfótero Cr 2 O 3. El óxido y el hidróxido de cromo (en el estado de oxidación más alto) exhiben las propiedades de los óxidos y ácidos ácidos, respectivamente. Sales de ácido crómico (H 2 Cr O 4 ) en un medio ácido se convierten en dicromatos- Sales de ácido dicrómico (H 2 Cr 2 O 7). Los compuestos de cromo son altamente oxidantes.
Propiedades químicas del cromo en tablas.
Hierro Fe- un elemento de un subgrupo lateral del grupo VIII y el cuarto período del sistema periódico de D.I.Mendeleev. Los átomos de hierro están dispuestos de forma algo diferente a los átomos de los elementos de los subgrupos principales. Como corresponde a un elemento del cuarto período, los átomos de hierro tienen cuatro niveles de energía, pero no el último está lleno, sino el penúltimo, el tercero desde el núcleo. En el último nivel, los átomos de hierro contienen dos electrones. En el penúltimo nivel, que puede contener 18 electrones, el átomo de hierro tiene 14 electrones. En consecuencia, la distribución de electrones sobre los niveles de los átomos de hierro es la siguiente: 2e; 8e; 14e; 2e. Como todos los metales los átomos de hierro exhiben propiedades reductoras, donando durante las interacciones químicas no solo dos electrones del último nivel, y adquiriendo el estado de oxidación +2, sino también un electrón del penúltimo nivel, mientras que el estado de oxidación del átomo asciende a +3.
El hierro es una sustancia simple
Es un metal brillante de color blanco plateado con un punto de fusión de 1539 ° C. Es muy plástico, por lo que se procesa, forja, enrolla, estampa fácilmente. El hierro tiene la capacidad de magnetizar y desmagnetizar. Puede dársele mayor resistencia y dureza mediante métodos de acción térmica y mecánica. Distinga entre hierro técnicamente puro y químicamente puro. El hierro técnicamente puro, de hecho, es un acero con bajo contenido de carbono, contiene 0,02-0,04% de carbono e incluso menos oxígeno, azufre, nitrógeno y fósforo. El hierro químicamente puro contiene menos del 0,01% de impurezas. Por ejemplo, los sujetapapeles y los botones están hechos de hierro técnicamente puro. Dicho hierro se corroe fácilmente, mientras que el hierro químicamente puro apenas se corroe. En la actualidad, el hierro es la base de la tecnología moderna y la ingeniería agrícola, el transporte y las comunicaciones, las naves espaciales y, en general, toda la civilización moderna. La mayoría de los productos, desde agujas de coser hasta naves espaciales, no se pueden fabricar sin el uso de hierro.
Propiedades químicas del hierro
El hierro puede presentar estados de oxidación +2 y +3 en consecuencia, el hierro da dos series de compuestos. El número de electrones que cede un átomo de hierro en las reacciones químicas depende de la capacidad oxidante de las sustancias que reaccionan con él.
Por ejemplo, con los halógenos, el hierro forma haluros, en los que tiene un estado de oxidación de +3:
y con azufre - sulfuro de hierro (II):
El hierro caliente se quema en oxígeno con la formación de escamas de hierro:
Hierro a altas temperaturas (700-900 ° C) reacciona con el vapor de agua:
De acuerdo con la posición del hierro en la serie electroquímica de voltajes, puede desplazar los metales que se encuentran a su derecha de las soluciones acuosas de sus sales, por ejemplo:
El hierro se disuelve en ácidos clorhídrico y sulfúrico diluidos., es decir, se oxida por iones de hidrógeno:
El hierro se disuelve en ácido nítrico diluido., en este caso, se forman nitrato de hierro (III), agua y productos de reducción de ácido nítrico - N 2, NO o NH 3 (NH 4 NO 3), dependiendo de la concentración del ácido.
Compuestos de hierro
En la naturaleza, el hierro forma varios minerales. Estos son mineral de hierro magnético (magnetita) Fe 3 O 4, mineral de hierro rojo (hematita) Fe 2 O 3, mineral de hierro marrón (limonita) 2Fe 2 O 3 3H 2 O.Otro compuesto de hierro natural es el hierro o azufre, pirita ( pirita) FeS 2, no sirve como mineral de hierro para la producción de metales, pero se utiliza para la producción de ácido sulfúrico.
El hierro se caracteriza por dos series de compuestos: compuestos de hierro (II) y hierro (III). El óxido de hierro (II) FeO y el correspondiente hidróxido de hierro (II) Fe (OH) 2 se obtienen indirectamente, en particular, a través de la siguiente cadena de transformación:
Ambos compuestos tienen propiedades básicas pronunciadas.
Cationes de hierro (II) Fe 2 + fácilmente oxidada por el oxígeno atmosférico a cationes de hierro (III) Fe 3 + ... Por lo tanto, el precipitado blanco de hidróxido de hierro (II) se vuelve verde y luego se vuelve marrón, convirtiéndose en hidróxido de hierro (III):
Óxido de hierro (III) Fe 2 O 3 y el correspondiente hidróxido de hierro (III) Fe (OH) 3 también se obtiene indirectamente, por ejemplo, a lo largo de la cadena:
De las sales de hierro, los sulfatos y cloruros son los de mayor importancia técnica.
El hidrato cristalino de sulfato de hierro (II) FeSO 4 7H 2 O, conocido como sulfato ferroso, se utiliza para combatir plagas de plantas, para preparar pinturas minerales y para otros fines. El cloruro de hierro (III) FeCl 3 se utiliza como mordiente para teñir tejidos. El sulfato de hierro (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O se utiliza para la purificación de agua y para otros fines.
Las propiedades físicas y químicas del hierro y sus compuestos se resumen en la tabla:
Propiedades químicas del hierro en tablas.
Reacciones cualitativas para iones Fe 2+ y Fe 3+
Para el reconocimiento de compuestos de hierro (II) y (III) realizar reacciones cualitativas para iones Fe 2+ y Fe 3+ ... Una reacción cualitativa a los iones Fe 2+ es la reacción de las sales de hierro (II) con un compuesto K 3, llamado sal de sangre roja. Este es un grupo especial de sales, que se llaman sales complejas, las conocerá en el futuro. Mientras tanto, debe aprender cómo se disocian tales sales:
El reactivo para iones Fe 3+ es otro compuesto complejo - sal de sangre amarilla - K 4, que se disocia en solución de la misma manera:
Si, respectivamente, se añaden soluciones de sal de sangre roja (reactivo para Fe 2+) y sal de sangre amarilla (reactivo para Fe 3+) a soluciones que contienen iones Fe 2+ y Fe 3+, entonces en ambos casos se producirá el mismo precipitado azul formulario:
Para detectar iones Fe 3+, también se utiliza la interacción de sales de hierro (III) con tiocianato de potasio KNCS o amonio NH 4 NCS. En este caso, se forma un ion FeNCNS 2+ de colores brillantes, como resultado de lo cual toda la solución adquiere un color rojo intenso:
Tabla de solubilidad
Debido a la presencia de electrones libres ("gas de electrones") en la red cristalina, todos los metales exhiben las siguientes propiedades generales características:
1) El plastico- la capacidad de cambiar fácilmente de forma, ser estirado en alambre, enrollado en láminas delgadas.
2) Lustre metálico y opacidad. Esto se debe a la interacción de los electrones libres con la luz incidente sobre el metal.
3) Conductividad eléctrica... Se explica por el movimiento direccional de electrones libres del polo negativo al positivo bajo la influencia de una pequeña diferencia de potencial. Cuando se calienta, la conductividad eléctrica disminuye, porque con un aumento de temperatura, las vibraciones de átomos e iones en los nodos de la red cristalina se intensifican, lo que complica el movimiento direccional del "gas de electrones".
4) Conductividad térmica. Es causado por la alta movilidad de los electrones libres, por lo que hay una rápida igualación de temperatura sobre la masa del metal. El bismuto y el mercurio tienen la conductividad térmica más alta.
5) Dureza. El más duro es el cromo (corta vidrio); los más blandos, metales alcalinos, potasio, sodio, rubidio y cesio, se cortan con un cuchillo.
6) Densidad. Cuanto menor es la masa atómica del metal y mayor es el radio del átomo, menor es. El más ligero es el litio (ρ = 0,53 g / cm3); el más pesado es el osmio (ρ = 22,6 g / cm3). Los metales con una densidad inferior a 5 g / cm3 se consideran "metales ligeros".
7) Puntos de fusión y ebullición. El metal de menor fusión es el mercurio (punto de fusión = -39 ° C), el metal más refractario es el tungsteno (punto de fusión = 3390 ° C). Metales con t ° pl. por encima de 1000 ° C se consideran refractarios, por debajo de - bajo punto de fusión.
Propiedades químicas generales de los metales.
Agentes reductores fuertes: Me 0 - nē → Me n +
Varias tensiones caracterizan la actividad comparativa de los metales en las reacciones redox en soluciones acuosas.
1. Reacciones de metales con no metales
1) Con oxígeno:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Con gris:
Hg + S → HgS
3) Con halógenos:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2
4) Con nitrógeno:
3Ca + N 2 - t ° → Ca 3 N 2
5) Con fósforo:
3Ca + 2P - t ° → Ca 3 P 2
6) Con hidrógeno (solo reaccionan los metales alcalinos y alcalinotérreos):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
2. Reacciones de metales con ácidos
1) Los metales en la serie electroquímica de voltajes hasta H reducen los ácidos no oxidantes a hidrógeno:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Con ácidos oxidantes:
Con la interacción de ácido nítrico de cualquier concentración y sulfúrico concentrado con metales. ¡El hidrógeno nunca se libera!
Zn + 2H 2 SO 4 (К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 (К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 (К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (c) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3. Interacción de metales con agua
1) Los activos (metales alcalinos y alcalinotérreos) forman una base soluble (álcali) e hidrógeno:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
2) Los metales de actividad media se oxidan por el agua cuando se calientan a óxido:
Zn + H 2 O - t ° → ZnO + H 2
3) Inactivo (Au, Ag, Pt): no reacciona.
4. Desplazamiento de metales menos activos de las soluciones de sus sales por metales más activos:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4
En la industria, a menudo no se usan metales puros, sino sus mezclas: aleaciones, en el que las propiedades beneficiosas de un metal se complementan con las propiedades beneficiosas de otro. Entonces, el cobre tiene una dureza baja y es de poca utilidad para la fabricación de piezas de máquinas, mientras que las aleaciones de cobre-zinc ( latón) ya son bastante sólidos y se utilizan ampliamente en la ingeniería mecánica. El aluminio tiene alta ductilidad y suficiente ligereza (baja densidad), pero demasiado blando. Sobre su base, se prepara una aleación con magnesio, cobre y manganeso: duraluminio (duraluminio), que, sin perder propiedades útiles aluminio, adquiere alta dureza y se vuelve adecuado en la construcción de aviones. Las aleaciones de hierro con carbono (y aditivos de otros metales) son ampliamente conocidas. hierro fundido y acero.
Los metales libres son agentes reductores. Sin embargo, la reactividad de algunos metales es baja debido al hecho de que están recubiertos película de óxido superficial, en diversos grados, resistente a la acción de productos químicos como el agua, soluciones de ácidos y álcalis.
Por ejemplo, el plomo siempre está cubierto con una película de óxido; para su transición a solución, no solo se requiere la acción de un reactivo (por ejemplo, ácido nítrico diluido), sino también calentamiento. La película de óxido sobre el aluminio evita que reaccione con el agua, pero es destruida por ácidos y álcalis. Película de óxido suelta (oxido), que se forma en la superficie del hierro en el aire húmedo, no interfiere con una mayor oxidación del hierro.
Bajo la influencia concentrado se forman ácidos sobre los metales firme película de óxido. Este fenómeno se llama pasivación... Entonces, en concentrado ácido sulfúrico los metales como Be, Bi, Co, Fe, Mg y Nb se pasivan (y luego no reaccionan con el ácido), y los metales A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb en ácido nítrico concentrado, Th y U.
Al interactuar con oxidantes en soluciones ácidas, la mayoría de los metales se convierten en cationes, cuya carga está determinada por el estado de oxidación estable de un elemento dado en compuestos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ y Fe 3 +)
Actividad reductora de metales en solución ácida transmitido por una serie de voltajes. La mayoría de los metales se convierten en una solución con ácido clorhídrico y sulfúrico diluido, pero Cu, Ag y Hg, solo ácidos sulfúrico (concentrado) y nítrico, y Pt y Au, "agua regia".
Corrosión de metales
Una propiedad química indeseable de los metales es su corrosión, es decir, destrucción activa (oxidación) al entrar en contacto con el agua y bajo la influencia del oxígeno disuelto en ella. (corrosión por oxígeno). Por ejemplo, la corrosión de los productos de hierro en el agua es ampliamente conocida, como resultado de lo cual se forma óxido y los productos se desmenuzan en polvo.
La corrosión de los metales se produce en el agua también debido a la presencia de gases disueltos CO 2 y SO 2; se crea un ambiente ácido y los cationes H + son desplazados por metales activos en forma de hidrógeno H 2 ( corrosión por hidrógeno).
El lugar de contacto de dos metales diferentes ( corrosión por contacto). Un par galvánico surge entre un metal, como Fe, y otro metal, como Sn o Cu, colocado en agua. El flujo de electrones va del metal más activo, que está a la izquierda en la serie de voltajes (Fe), al metal menos activo (Sn, Cu), y el metal más activo se destruye (corroe).
Es por esto que la superficie estañada de las latas (hierro recubierto de estaño) se oxida cuando se almacena en una atmósfera húmeda y se manipula con descuido (el hierro se colapsa rápidamente después de la aparición de al menos un pequeño rasguño que permite que el hierro entre en contacto con la humedad). ). Por el contrario, la superficie galvanizada de un cubo de hierro no se oxida durante mucho tiempo, porque incluso en presencia de arañazos, no es el hierro lo que se corroe, sino el zinc (un metal más activo que el hierro).
La resistencia a la corrosión de un metal dado aumenta cuando se recubre con un metal más activo o cuando se funden; por lo tanto, recubrir hierro con cromo o hacer una aleación de hierro-cromo elimina la corrosión del hierro. Hierro cromado y acero que contiene cromo ( acero inoxidable), tienen una alta resistencia a la corrosión.
1. Los metales reaccionan con los no metales.
2 yo + norte Hal 2 → 2 Comida n
4Li + O2 = 2Li2O
Los metales alcalinos, a excepción del litio, forman peróxidos:
2Na + O 2 = Na 2 O 2
2. Los metales que resisten al hidrógeno reaccionan con los ácidos (excepto la concentración nítrica y sulfúrica) con la liberación de hidrógeno.
Yo + HCl → sal + H2
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Pb + 2 HCl → PbCl2 ↓ + H2
3. Los metales activos reaccionan con el agua para formar álcali y liberan hidrógeno.
2Me + 2n H 2 O → 2Me (OH) n + norte H 2
El producto de la oxidación del metal es su hidróxido - Me (OH) n (donde n es el estado de oxidación del metal).
Por ejemplo:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
4. Los metales de actividad media reaccionan con el agua cuando se calientan para formar óxido metálico e hidrógeno.
2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2
El producto de oxidación en tales reacciones es el óxido metálico Me 2 O n (donde n es el estado de oxidación del metal).
3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2
5. Los metales después del hidrógeno no reaccionan con el agua y las soluciones ácidas (a excepción de la concentración de ácido nítrico y sulfúrico).
6. Los metales más activos desplazan a los menos activos de las soluciones de sus sales.
CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu
CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu
Metales activos: el zinc y el hierro reemplazaron al cobre en sulfato y formaron sales. El zinc y el hierro se oxidaron y el cobre se redujo.
7. Los halógenos reaccionan con el agua y la solución alcalina.
El flúor, a diferencia de otros halógenos, oxida el agua:
2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .
en frío: Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2OCl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O Se forman cloruro e hipoclorito
cuando se calienta: 3Cl2 + 6KOH− → KClO3 + 5KCl + 3H2O3Cl2 + 6KOH → t, ∘CKClO3 + 5KCl + 3H2O se forman loruro y clorato
8 Los halógenos activos (excepto el flúor) desplazan a los halógenos menos activos de las soluciones de sus sales.
9. Los halógenos no reaccionan con el oxígeno.
10. Los metales anfóteros (Al, Be, Zn) reaccionan con soluciones de álcalis y ácidos.
3Zn + 4H2SO4 = 3 ZnSO4 + S + 4H2O
11. El magnesio reacciona con dióxido de carbono y óxido de silicio.
2Mg + CO2 = C + 2MgO
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
12. Los metales alcalinos (excepto el litio) forman peróxidos con oxígeno.
2Na + O 2 = Na 2 O 2
3. Clasificación de compuestos inorgánicos
Sustancias simples - sustancias cuyas moléculas están formadas por átomos de un tipo (átomos de un elemento). En reacciones químicas, no pueden descomponerse con la formación de otras sustancias.
Sustancias complejas (o compuestos químicos): sustancias cuyas moléculas consisten en átomos de diferentes tipos (átomos de varios elementos químicos). En reacciones químicas, se descomponen para formar varias otras sustancias.
Las sustancias simples se dividen en dos grandes grupos: metales y no metales.
Rieles - un grupo de elementos con propiedades metálicas características: las sustancias sólidas (a excepción del mercurio) tienen un brillo metálico, son buenos conductores de calor y electricidad, maleables (hierro (Fe), cobre (Cu), aluminio (Al), mercurio (Hg), oro (Au), plata (Ag), etc.).
No metales - un grupo de elementos: sustancias sólidas, líquidas (bromo) y gaseosas que no tienen brillo metálico, son aislantes, frágiles.
Y las sustancias complejas, a su vez, se subdividen en cuatro grupos o clases: óxidos, bases, ácidos y sales.
Óxidos - estas son sustancias complejas, cuya composición de moléculas incluye átomos de oxígeno y alguna otra sustancia.
Cimientos Son sustancias complejas en las que los átomos metálicos se combinan con uno o más grupos hidroxilo.
Desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica, las bases son sustancias complejas, cuya disociación en una solución acuosa forma cationes metálicos (o NH4 +) e hidróxido - aniones OH-.
Ácidos - Se trata de sustancias complejas, cuyas moléculas incluyen átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados o intercambiados por átomos metálicos.
Sal Son sustancias complejas, cuyas moléculas están compuestas por átomos metálicos y residuos ácidos. La sal es un producto de la sustitución parcial o completa de un metal por átomos de hidrógeno de un ácido.
La estructura de los átomos de metal determina no solo las propiedades físicas características de las sustancias simples, los metales, sino también sus propiedades químicas generales.
Con una gran variedad, todas las reacciones químicas de los metales son reacciones redox y solo pueden ser de dos tipos: compuestos y sustituciones. Los metales son capaces de donar electrones durante las reacciones químicas, es decir, son agentes reductores, mostrando solo un estado de oxidación positivo en los compuestos resultantes.
En términos generales, esto se puede expresar mediante el siguiente esquema:
Ме 0 - ne → Me + n,
donde Me es un metal - una sustancia simple, y Me 0 + n es un metal elemento químico en conjunto.
Los metales pueden donar sus electrones de valencia a átomos no metálicos, iones de hidrógeno, iones de otros metales y, por lo tanto, reaccionarán con no metales: sustancias simples, agua, ácidos, sales. Sin embargo, la capacidad reductora de los metales es diferente. La composición de los productos de reacción de los metales con diversas sustancias también depende de la capacidad oxidante de las sustancias y de las condiciones en las que se desarrolla la reacción.
A altas temperaturas, la mayoría de los metales se queman en oxígeno:
2Mg + O 2 = 2MgO
Solo el oro, la plata, el platino y algunos otros metales no se oxidan en estas condiciones.
Muchos metales reaccionan con halógenos sin calentamiento. Por ejemplo, el polvo de aluminio, cuando se mezcla con bromo, enciende:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Cuando los metales interactúan con el agua, se forman hidróxidos en algunos casos. En condiciones normales, los metales alcalinos, así como el calcio, el estroncio, el bario, interactúan muy activamente con el agua. El esquema de esta reacción en general se ve así:
Ме + HOH → Me (OH) n + H 2
Otros metales reaccionan con el agua cuando se calienta: magnesio cuando hierve, hierro en vapor de agua cuando hierve rojo. En estos casos se obtienen óxidos metálicos.
Si el metal reacciona con un ácido, entonces es parte de la sal resultante. Cuando el metal interactúa con soluciones ácidas, los iones de hidrógeno presentes en esta solución pueden oxidarlo. La ecuación iónica abreviada en forma general se puede escribir de la siguiente manera:
Yo + nH + → Yo n + + H 2
Los aniones de ácidos que contienen oxígeno, como los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, tienen propiedades oxidantes más fuertes que los iones de hidrógeno. Por tanto, aquellos metales reaccionan con estos ácidos que no son capaces de ser oxidados por iones de hidrógeno, por ejemplo, cobre y plata.
Cuando los metales interactúan con las sales, se produce una reacción de sustitución: los electrones de los átomos del metal sustituido, más activo, pasan a los iones del metal menos activo sustituido. Entonces la red es el reemplazo del metal con el metal en las sales. Estas reacciones no son reversibles: si el metal A desplaza al metal B de la solución salina, entonces el metal B no desplazará al metal A de la solución salina.
En orden decreciente de actividad química, que se manifiesta en las reacciones de desplazamiento de metales entre sí de soluciones acuosas de sus sales, los metales se encuentran en la serie electroquímica de voltajes (actividades) de los metales:
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
Los metales ubicados a la izquierda en esta fila son más activos y pueden desplazar los siguientes metales de las soluciones salinas.
El hidrógeno se incluye en la serie electroquímica de voltajes de los metales, como el único no metálico que comparte una propiedad común con los metales: formar iones con carga positiva. Por lo tanto, el hidrógeno reemplaza algunos metales en sus sales y él mismo puede ser reemplazado por muchos metales en ácidos, por ejemplo:
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q
Los metales en la serie electroquímica de voltajes hasta el hidrógeno lo desplazan de soluciones de muchos ácidos (clorhídrico, sulfúrico, etc.), y todos los que le siguen, por ejemplo, no desplazan al cobre.
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PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS METALES
Según sus propiedades químicas, los metales se dividen en:1 ) Activo (metales alcalinos y alcalinotérreos, Mg, Al, Zn, etc.)
2) Metalesactividad media (Fe, Cr, Mn, etc.);
3 ) Inactivo (Cu, Ag)
4) Metales nobles - Au, Pt, Pd, etc.
Las reacciones contienen solo agentes reductores. Los átomos de metal donan fácilmente electrones de la capa de electrones externa (y parte de la preexterior), convirtiéndose en iones positivos. Posibles estados de oxidación de Ме Bajo 0, + 1, + 2, + 3 Alto + 4, + 5, + 6, + 7, + 8
1. INTERACCIÓN CON NO METALES
1.CON HIDRÓGENO
Cuando se calientan, los metales de los grupos IA y IIA, excepto el berilio, reaccionan. Se forman hidruros sólidos inestables, el resto de los metales no reaccionan.
2K + H₂ = 2KH (hidruro de potasio)
Ca + H₂ = CaH₂
2.con oxígeno
Todos los metales reaccionan, excepto el oro y el platino. La reacción con la plata ocurre a altas temperaturas, pero el óxido de plata (II) prácticamente no se forma, ya que es térmicamente inestable. Los metales alcalinos en condiciones normales forman óxidos, peróxidos, superóxidos (óxido de litio, peróxido de sodio, potasio, cesio, rubidio - superóxido
4Li + O2 = 2Li2O (óxido)
2Na + O2 = Na2O2 (peróxido)
K + O2 = KO2 (superóxido)
Los metales restantes de los principales subgrupos en condiciones normales forman óxidos con un estado de oxidación igual al número de grupo 2Ca + O2 = 2CaO
2Сa + O2 = 2СaO
Los metales de los subgrupos laterales forman óxidos en condiciones normales y cuando se calientan, óxidos de diferentes estados de oxidación y hierro óxido de hierro Fe3O4 (Fe⁺²O ∙ Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (rojo) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (negro);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3
3.CON HALÓGENOS
haluros (fluoruros, cloruros, bromuros, yoduros). Alcalino en condiciones normales con F, Cl, Br encender:
2Na + Cl2 = 2NaCl (cloruro)
La tierra alcalina y el aluminio reaccionan en condiciones normales:
CONa + Cl2 =CONaCl2
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
Metales de subgrupos laterales a temperaturas elevadas
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 cloruro férrico (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(¡no hay yoduro de cobre (+2)!)
4. INTERACCIÓN CON AZUFRE
cuando se calienta incluso con metales alcalinos, con mercurio en condiciones normales. Todos los metales reaccionan excepto el oro y el platino.
congris – sulfuros: 2K + S = K2S 2Li + S = Li2S (sulfuro)
CONa + S =CONcomo (sulfuro) 2Al + 3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (negro)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERACCIÓN CON FÓSFORO Y NITRÓGENO
procede cuando se calienta (excepción: litio con nitrógeno en condiciones normales):
con fósforo - fosfuros: 3California + 2 PAG= Ca3PAG2,
Con nitrógeno - nitruros 6Li + N2 = 3Li2N (nitruro de litio) (n.o.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitruro de magnesio) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. INTERACCIÓN CON CARBONO Y SILICIO
procede cuando se calienta:
Los carburos se forman con carbono y solo los metales más activos reaccionan con el carbono. De los metales alcalinos, los carburos forman litio y sodio, potasio, rubidio, cesio no interactúan con el carbono:
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Metales - los elementos d forman compuestos de composición no estequiométrica con carbono, como las soluciones sólidas: WC, ZnC, TiC - se utilizan para obtener aceros superduros.
con silicio - siliciuros: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. INTERACCIÓN DE METALES CON AGUA:
Los metales que resisten al hidrógeno en la serie electroquímica de voltajes reaccionan con el agua Los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua sin calentamiento, formando hidróxidos solubles (álcalis) e hidrógeno, aluminio (después de la destrucción de la película de óxido - amalgamación), magnesio cuando calentados, forman bases insolubles e hidrógeno ...
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
CONa + 2HOH = Ca (OH) 2 + H2
2Аl + 6Н2O = 2Аl (OH) 3 + 3H2
El resto de los metales reaccionan con el agua solo en un estado al rojo vivo, formando óxidos (hierro - escamas de hierro)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 CON OXÍGENO Y AGUA
En el aire, el hierro y el cromo se oxidan fácilmente en presencia de humedad (oxidación).
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr (OH) 3
9. INTERACCIÓN DE METALES CON ÓXIDOS
Metales (Al, Mg, Ca), reducen los no metales o metales menos activos de sus óxidos a altas temperaturas → metales y óxidos no metálicos o de baja actividad (calcio-térmico, magnesio-térmico, aluminotermia)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 ° C) 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe (termita) 2Mg + CО2 = 2MgO + С Mg + N2O = MgOO + N2 + Zn = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
10. CON ÓXIDOS
Los metales hierro y cromo reaccionan con los óxidos, reduciendo el estado de oxidación.
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe + Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. INTERACCIÓN DE METALES CON ALCALI
Solo aquellos metales interactúan con álcalis, óxidos e hidróxidos de los que tienen propiedades anfóteras ((Zn, Al, Cr (III), Fe (III), etc. FUSIÓN → sal metálica + hidrógeno).
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (zincato de sodio)
2Al + 2 (NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
SOLUCIÓN → sal de metal complejo + hidrógeno.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (tetrahidroxozincato de sodio) 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2
12. REACCIÓN CON ÁCIDOS (EXCEPTO HNO3 y H2SO4 (conc.)
Los metales que se encuentran en la serie electroquímica de voltajes metálicos a la izquierda del hidrógeno lo desplazan de los ácidos diluidos → sal e hidrógeno
¡Recordar! El ácido nítrico nunca libera hidrógeno cuando interactúa con metales.
Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl₃ + Н2
13. REACCIONES CON SALES
Los metales activos desplazan a los metales menos activos de las sales. Recuperación de soluciones:
CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu
FeSO4 + Cu =REACCIONESNO
Mg + CuCl2 (pp) = MgCl2 +CONtu
Recuperación de metales a partir de sales fundidas
3Na + AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 + Ti
Los metales del grupo B reaccionan con las sales, reduciendo el estado de oxidación.
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2