Opće karakteristike metala. Metali: opće karakteristike metala i legura
Karakteristična kemijska svojstva jednostavnih tvari – metala
Većina kemijskih elemenata klasificirana je kao metali - 92 od 114 poznatih elemenata. Metali- to su kemijski elementi čiji atomi odaju elektrone iz vanjskog (a neki i iz vanjskog) sloja elektrona, pretvarajući se u pozitivne ione. Ovo svojstvo atoma metala određeno je da imaju relativno velike radijuse i mali broj elektrona(uglavnom 1 do 3 na vanjskom sloju). Jedina iznimka je 6 metala: atomi germanija, kositra i olova na vanjskom sloju imaju 4 elektrona, atomi antimona i bizmuta - 5, atomi polonija - 6. Za atome metala karakteriziraju male vrijednosti elektronegativnosti(od 0,7 do 1,9) i isključivo restorativna svojstva, tj. sposobnost davanja elektrona. U periodnom sustavu kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva metali se nalaze ispod dijagonale bor-astat, kao i iznad nje, u sekundarnim podskupinama. U periodama i glavnim podskupinama poznati su obrasci u promjenama metalnih, a time i redukcijskih svojstava atoma elemenata.
Kemijski elementi koji se nalaze blizu dijagonale bor-astatin (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, itd.) imaju dvostruka svojstva: u nekim svojim spojevima ponašaju se kao metali, u drugima pokazuju svojstva nemetala. U sekundarnim podskupinama redukcijska svojstva metala najčešće opadaju s povećanjem atomskog broja.
Usporedite aktivnost vama poznatih metala I. skupine sekundarne podskupine: Cu, Ag, Au; II grupa sekundarne podskupine: Zn, Cd, Hg - i to ćete vidjeti sami. To se može objasniti činjenicom da je jakost veze između valentnih elektrona i jezgre u atomima ovih metala u velikoj mjeri pod utjecajem veličine nuklearnog naboja, a ne polumjera atoma. Naboj jezgre značajno se povećava, a privlačenje elektrona prema jezgri se povećava. U ovom slučaju, iako se atomski radijus povećava, on nije toliko značajan kao za metale glavnih podskupina.
Jednostavne tvari koje čine kemijski elementi - metali i složene tvari koje sadrže metale igraju vitalnu ulogu u mineralnom i organskom "životu" Zemlje. Dovoljno je podsjetiti da su atomi (ioni) metalnih elemenata sastavni dio spojeva koji određuju metabolizam u tijelu ljudi i životinja. Na primjer, 76 elemenata nalazi se u ljudskoj krvi, a samo 14 od njih nisu metali.
U ljudskom tijelu neki metalni elementi (kalcij, kalij, natrij, magnezij) prisutni su u velikim količinama, tj. oni su makroelementi. A metali poput kroma, mangana, željeza, kobalta, bakra, cinka, molibdena prisutni su u malim količinama, tj. to su elementi u tragovima. Ako osoba ima 70 kg, tada njegovo tijelo sadrži (u gramima): kalcij - 1700, kalij - 250, natrij - 70, magnezij - 42, željezo - 5, cink - 3. Svi metali su izuzetno važni, javljaju se zdravstveni problemi i s njihovim nedostatkom i s njihovim viškom.
Na primjer, ioni natrija reguliraju sadržaj vode u tijelu i prijenos živčanih impulsa. Njegov nedostatak dovodi do glavobolja, slabosti, lošeg pamćenja, gubitka apetita, a višak do povišenog krvnog tlaka, hipertenzije i bolesti srca.
Jednostavne tvari – metali
Pojava civilizacije (brončano doba, željezno doba) povezana je s razvojem proizvodnje metala (jednostavnih tvari) i legura. Znanstvena i tehnološka revolucija koja je započela prije otprilike 100 godina zahvatila je i industriju i društvena sfera, također je usko povezana s proizvodnjom metala. Na temelju volframa, molibdena, titana i drugih metala, počeli su stvarati otporne na koroziju, super-tvrde, vatrostalne legure, čija je uporaba uvelike proširila mogućnosti strojarstva. U nuklearnoj i svemirska tehnologija Legure volframa i renija koriste se za izradu dijelova koji rade na temperaturama do 3000 °C; U medicini se koriste kirurški instrumenti izrađeni od legura tantala i platine te jedinstvene keramike na bazi titanovih i cirkonijevih oksida.
I, naravno, ne smijemo zaboraviti da većina legura koristi dugo poznato metalno željezo, a osnova mnogih lakih legura sastoji se od relativno "mladih" metala - aluminija i magnezija. Kompozitni materijali postali su supernove, predstavljajući, na primjer, polimer ili keramiku, koji su iznutra (poput betona sa željeznim šipkama) ojačani metalnim vlaknima od volframa, molibdena, čelika i drugih metala i legura - sve ovisi o postavljenom cilju i svojstva materijala potrebnih za njegovo postizanje. Na slici je prikazan dijagram kristalne rešetke metalnog natrija. U njemu je svaki atom natrija okružen s osam susjeda. Atom natrija, kao i svi metali, ima mnogo praznih valentnih orbitala i malo valentnih elektrona. Elektronska formula atoma natrija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, gdje 3s, 3p, 3d - valentne orbitale.
Jednostruki valentni elektron atoma natrija 3s 1 mogu zauzeti bilo koju od devet slobodnih orbitala - 3s (jedan), 3p (tri) i 3d (pet), jer se ne razlikuju mnogo u energetskoj razini. Kada se atomi približavaju jedni drugima, kada se formira kristalna rešetka, valentne orbitale susjednih atoma se preklapaju, zbog čega se elektroni slobodno kreću od jedne do druge orbitale, uspostavljajući veze između svih atoma metalnog kristala. Takva kemijska veza naziva se metalna.
Metalnu vezu tvore elementi čiji atomi u vanjskom sloju imaju malo valentnih elektrona u usporedbi s velikim brojem vanjskih orbitala koje su energetski bliske. Njihovi valentni elektroni slabo se drže u atomu. Elektroni koji provode komunikaciju su socijalizirani i kreću se kroz kristalnu rešetku općenito neutralnog metala. Tvari s metalnom vezom karakteriziraju metalne kristalne rešetke, koje se obično shematski prikazuju kao što je prikazano na slici. Kationi i atomi metala smješteni na mjestima kristalne rešetke osiguravaju njenu stabilnost i čvrstoću (socijalizirani elektroni prikazani su kao male crne kuglice).
Metalni spoj- ovo je veza u metalima i legurama između metalnih atoma smještenih u čvorovima kristalne rešetke, koju provode zajednički valentni elektroni. Neki metali kristaliziraju u dva ili više kristalnih oblika. Ovo svojstvo tvari - da postoje u nekoliko kristalnih modifikacija - naziva se polimorfizam. Polimorfizam jednostavnih tvari poznat je kao alotropija. Na primjer, željezo ima četiri kristalne modifikacije, od kojih je svaka stabilna u određenom temperaturnom rasponu:
α - stabilan do 768 °C, feromagnetski;
β - stabilan od 768 do 910 °C, neferomagnetičan, tj. paramagnetičan;
γ - stabilan od 910 do 1390 °C, neferomagnetičan, tj. paramagnetičan;
δ - postojan od 1390 do 1539 °C (£° pl željezo), neferomagnetičan.
Kositar ima dvije kristalne modifikacije:
α - stabilan ispod 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Ovo je sivi lim. Ima kristalnu rešetku tipa dijamanta (atomsku);
β - stabilan iznad 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Ovo je bijeli lim.
Bijeli kositar je srebrnobijeli, vrlo mekan metal. Kada se ohladi ispod 13,2 °C, mrvi se u sivi prah, budući da se tijekom prijelaza njegov specifični volumen značajno povećava. Ovaj fenomen nazvan je "kositrena kuga".
Sigurno, posebna vrsta kemijske veze i vrstu kristalne rešetke metala mora ih odrediti i objasniti fizička svojstva. Što su oni? To su metalni sjaj, duktilnost, visoka električna i toplinska vodljivost, rast električni otpor s porastom temperature, kao i tako značajna svojstva kao što su gustoća, visoke točke taljenja i vrelišta, tvrdoća i magnetska svojstva. Mehanički učinak na kristal s metalnom kristalnom rešetkom uzrokuje pomicanje slojeva ionskih atoma jedan u odnosu na drugi (slika 17), a budući da se elektroni kreću kroz kristal, ne dolazi do kidanja veze, stoga su metali karakterizirani većim plastičnost. Sličan učinak na čvrstu tvar s kovalentnim vezama (atomska kristalna rešetka) dovodi do kidanja kovalentnih veza. Pucanje veza u ionskoj rešetki dovodi do međusobnog odbijanja istonabijenih iona. Stoga su tvari s atomskom i ionskom kristalnom rešetkom krhke. Najduktilniji metali su Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Lako se izvlače u žicu, mogu se kovati, prešati ili smotati u ploče. Na primjer, od zlata se može napraviti zlatna folija debljine 0,003 mm, a od 0,5 g ovog metala izvući nit duljine 1 km. Čak i živa, koja je tekuća na sobnoj temperaturi, niske temperature kada je čvrsta, postaje savitljiva, poput olova. Samo Bi i Mn nemaju plastičnost, oni su krti.
Zašto metali imaju karakterističan sjaj, a uz to su neprozirni?
Elektroni koji ispunjavaju međuatomski prostor reflektiraju svjetlosne zrake (a ne propuštaju ih poput stakla), a većina metala jednako raspršuje sve zrake vidljivog dijela spektra. Zbog toga imaju srebrnastobijelu odn siva boja. Stroncij, zlato i bakar u većoj mjeri apsorbiraju kratke valne duljine (bliske ljubičastoj) i reflektiraju duge valne duljine spektra svjetlosti, pa stoga imaju svijetložutu, žutu i "bakrenu" boju. Iako nam se u praksi metal ne čini uvijek kao “lagano tijelo”. Prvo, njegova površina može oksidirati i izgubiti sjaj. Stoga se samorodni bakar pojavljuje kao zelenkasti kamen. A Drugo, a čisti metal možda neće sjajiti. Vrlo tanki listovi srebra i zlata imaju potpuno neočekivani izgled - imaju plavkasto-zelenu boju. A fini metalni prah izgleda tamnosivo, čak i crno. Najveću refleksivnost imaju srebro, aluminij i paladij. Koriste se u proizvodnji ogledala, uključujući reflektore.
Zašto metali imaju visoku električnu vodljivost i provode toplinu?
Elektroni koji se kaotično kreću u metalu pod utjecajem primijenjenog električnog napona poprimaju usmjereno kretanje, tj. provode električnu struju. Kako se temperatura metala povećava, amplitude vibracija atoma i iona smještenih u čvorovima kristalne rešetke rastu. To otežava kretanje elektrona, a električna vodljivost metala opada. Na niskim temperaturama, oscilatorno gibanje, naprotiv, znatno se smanjuje, a električna vodljivost metala naglo raste. Blizu apsolutne nule, metali praktički nemaju otpor; većina metala pokazuje supravodljivost.
Treba napomenuti da nemetali koji imaju električnu vodljivost (na primjer, grafit), na niskim temperaturama, naprotiv, ne provode električnu struju zbog nedostatka slobodnih elektrona. I tek s povećanjem temperature i uništavanjem nekih kovalentnih veza počinje se povećavati njihova električna vodljivost. Najveću električnu vodljivost imaju srebro, bakar, kao i zlato i aluminij, a najmanju mangan, olovo i živa.
Najčešće se toplinska vodljivost metala mijenja po istom obrascu kao i električna vodljivost. To je zbog velike pokretljivosti slobodnih elektrona, koji, sudarajući se s vibrirajućim ionima i atomima, izmjenjuju energiju s njima. Temperatura je izjednačena u cijelom komadu metala.
Mehanička čvrstoća, gustoća, talište metala vrlo su različiti. Štoviše, s povećanjem broja elektrona koji povezuju ion-atome i smanjenjem međuatomske udaljenosti u kristalima, pokazatelji ovih svojstava se povećavaju.
Tako, alkalijski metali(Li, K, Na, Rb, Cs), čiji atomi imaju jedan valentni elektron, mekan (rezati nožem), niske gustoće (litij je najlakši metal s p = 0,53 g/cm 3) i topi se na niskim temperaturama (na primjer, talište cezija je 29 ° C). Jedini metal koji je tekući u normalnim uvjetima je živa, koja ima talište od -38,9 °C. Kalcij, koji ima dva elektrona u vanjskoj energetskoj razini svojih atoma, mnogo je tvrđi i topi se na višim temperaturama. visoka temperatura(842 °C). Još je izdržljivija kristalna rešetka koju čine skandijevi ioni, koji imaju tri valentna elektrona. Ali najjače kristalne rešetke, visoke gustoće i temperature taljenja opažene su u metalima sekundarnih podskupina V, VI, VII, VIII. To se objašnjava činjenicom da su metali bočnih podskupina, koji imaju nesparene valentne elektrone na d-podrazini, karakterizirani stvaranjem vrlo jakih kovalentnih veza između atoma, pored metalne, koju provode elektroni vanjskog sloj od s-orbitala.
Najteži metal- ovo je osmij (Os) s p = 22,5 g / cm 3 (komponenta supertvrdih legura otpornih na habanje), najvatrostalniji metal je volfram W s t = 3420 ° C (koristi se za proizvodnju žarulje sa žarnom niti filamenti), najtvrđi metal je - Ovo je Cr krom (staklo za ogrebotine). Oni su dio materijala od kojih se izrađuju alati za rezanje metala, kočione pločice teških strojeva itd. Metali na različite načine stupaju u interakciju s magnetskim poljem. Metali kao što su željezo, kobalt, nikal i gadolinij ističu se svojom sposobnošću da budu jako magnetizirani. Zovu se feromagneti. Većina metala (alkalijski i zemnoalkalijski metali te značajan dio prijelaznih metala) su slabo magnetizirani i ne zadržavaju to stanje izvan magnetskog polja – oni su paramagnetici. Metali istisnuti magnetsko polje, - dijamagnetski materijali (bakar, srebro, zlato, bizmut).
Pri razmatranju elektronske strukture metala metale smo podijelili na metale glavne podskupine (s- i p-elementi) i metale sekundarne podskupine (prijelazni d- i f-elementi).
U tehnologiji je uobičajeno klasificirati metale prema različitim fizičkim svojstvima:
1. Gustoća - svjetlost (str< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Talište - nisko talište i vatrostalno.
Postoje klasifikacije metala na temelju njihovih kemijskih svojstava. Metali niske kemijske aktivnosti nazivaju se plemenita(srebro, zlato, platina i njegovi analozi - osmij, iridij, rutenij, paladij, rodij). Na temelju sličnosti kemijskih svojstava razlikuju se alkalni(metali glavne podskupine grupe I), zemno alkalna(kalcij, stroncij, barij, radij), kao i metali rijetke zemlje(skandij, itrij, lantan i lantanidi, aktinijum i aktinidi).
Opća kemijska svojstva metala
Metalni atomi su relativno laki donirati valentne elektrone i prelaze u pozitivno nabijene ione, odnosno oksidiraju se. Ovo je glavna stvar opća svojina kako atomi tako i jednostavne tvari – metali. Metali u kemijske reakcije uvijek restauratori. Reducirajuća sposobnost atoma jednostavnih tvari - metala formiranih od kemijskih elemenata jedne periode ili jedne glavne podskupine periodnog sustava D. I. Mendeljejeva prirodno se mijenja.
Redukcijska aktivnost metala u kemijskim reakcijama koje se odvijaju u vodenim otopinama odražava se njegovim položajem u nizu elektrokemijskih napona metala.
Na temelju ovog niza napona mogu se izvući sljedeći važni zaključci o kemijskoj aktivnosti metala u reakcijama koje se odvijaju u vodenim otopinama pod standardnim uvjetima (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Što je metal dalje lijevo u ovom redu, to je moćniji redukcijski agens.
· Svaki metal je sposoban istisnuti (reducirati) iz soli u otopini one metale koji se nalaze iza njega u nizu naprezanja (desno).
· Metali smješteni u nizu napona lijevo od vodika sposobni su ga istisnuti iz kiselina u otopini
· Metali koji su najjači redukcijski agensi (alkalijski i zemnoalkalijski) reagiraju prvenstveno s vodom u bilo kojoj vodenoj otopini.
Redukcijska aktivnost metala, određena iz elektrokemijske serije, ne odgovara uvijek njegovom položaju u periodnom sustavu. To se objašnjava činjenicom da se pri određivanju položaja metala u nizu naprezanja uzima u obzir ne samo energija apstrakcije elektrona iz pojedinih atoma, već i energija utrošena na razaranje kristalne rešetke, kao i kao energija koja se oslobađa tijekom hidratacije iona. Na primjer, litij je aktivniji u vodenim otopinama od natrija (iako je Na po položaju u periodnom sustavu aktivniji metal). Činjenica je da je energija hidratacije Li + iona mnogo veća od energije hidratacije Na +, pa je prvi proces energetski povoljniji. Razmotrivši opće odredbe karakterizirajući redukcijska svojstva metala, prijeđimo na specifične kemijske reakcije.
Međudjelovanje metala s nemetalima
· Većina metala stvara okside s kisikom- osnovni i amfoterni. Kiseli oksidi prijelaznih metala, kao što je krom (VI) oksid CrOg ili mangan (VII) oksid Mn 2 O 7, ne nastaju izravnom oksidacijom metala s kisikom. Dobivaju se posredno.
Alkalijski metali Na, K aktivno reagiraju s kisikom u zraku, stvarajući perokside:
Natrijev oksid se dobiva neizravno kalciniranjem peroksida s odgovarajućim metalima:
Litij i zemnoalkalijski metali reagiraju s atmosferskim kisikom, tvoreći bazične okside:
Ostali metali, osim metala zlata i platine, koji uopće nisu oksidirani atmosferskim kisikom, s njim djeluju manje aktivno ili kada se zagrijavaju:
· S halogenima metali tvore soli halogenovodičnih kiselina, Na primjer:
· Najaktivniji metali tvore hidride s vodikom- ionske soli slične tvari u kojima vodik ima oksidacijsko stanje -1, na primjer:
Mnogi prijelazni metali s vodikom tvore hidride posebne vrste - to je kao da se vodik otopi ili unese u kristalnu rešetku metala između atoma i iona, dok metal zadržava svoj izgled, ali povećava volumen. Apsorbirani vodik je u metalu, očito u atomskom obliku.
Postoje i intermedijarni metalni hidridi.
· Sivi metali stvaraju soli – sulfide, Na primjer:
· Metali nešto teže reagiraju s dušikom, jer je kemijska veza u molekuli dušika N2 vrlo jaka; U tom slučaju nastaju nitridi. Na uobičajenim temperaturama samo litij reagira s dušikom:
Međudjelovanje metala sa složenim tvarima
· S vodom. U normalnim uvjetima alkalijski i zemnoalkalijski metali istiskuju vodik iz vode i tvore topljive baze - lužine, npr.
Drugi metali koji su u nizu napona prije vodika također mogu pod određenim uvjetima istisnuti vodik iz vode. Ali aluminij burno reagira s vodom samo ako se s njegove površine ukloni oksidni film:
Magnezij reagira s vodom tek kad prokuha, a oslobađa se i vodik:
Ako se gorući magnezij doda vodi, izgaranje se nastavlja jer dolazi do reakcije:
Željezo reagira s vodom samo kada je vruće:
· S kiselinama u otopini (HCl, H 2 TAKO 4 ),CH 3 COOH i drugi, osim HNO 3 ) metali koji su u nizu napona do vodika međusobno djeluju. Ovo proizvodi sol i vodik.
Ali olovo (i neki drugi metali), unatoč svom položaju u nizu napona (lijevo od vodika), gotovo je netopljivo u razrijeđenoj sumpornoj kiselini, budući da je nastali olovni sulfat PbSO 4 netopljiv i stvara zaštitni film na površini metala .
· Sa solima manje aktivnih metala u otopini. Kao rezultat ove reakcije nastaje sol aktivnijeg metala, a manje aktivan metal se oslobađa u slobodnom obliku.
Mora se zapamtiti da se reakcija događa u slučajevima kada je nastala sol topljiva. Istiskivanje metala iz njihovih spojeva drugim metalima prvi je detaljno proučavao N. N. Beketov, veliki ruski fizikalno-kemijski znanstvenik. Rasporedio je metale prema njihovoj kemijskoj aktivnosti u "niz pomaka", koji je postao prototip niza metalnih naprezanja.
· S organskim tvarima. Interakcija s organskim kiselinama slična je reakcijama s mineralnim kiselinama. Alkoholi mogu pokazivati slaba kisela svojstva u interakciji s alkalnim metalima:
Fenol reagira slično:
Metali sudjeluju u reakcijama s haloalkanima, koji se koriste za dobivanje nižih cikloalkana i za sinteze tijekom kojih ugljični skelet molekule postaje složeniji (A. Wurtz reakcija):
· Metali čiji su hidroksidi amfoterni reagiraju s alkalijama u otopini. Na primjer:
· Metali mogu međusobno tvoriti kemijske spojeve koji su uobičajeno ime intermetalni spojevi. Oni najčešće ne pokazuju oksidacijska stanja atoma, koja su karakteristična za spojeve metala s nemetalima. Na primjer:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 itd.
Intermetalni spojevi obično nemaju stalan sastav, kemijska veza u njima je uglavnom metalna. Stvaranje ovih spojeva je tipičnije za metale sekundarnih podskupina.
Metali glavnih podskupina skupina I-III periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva
opće karakteristike
To su metali glavne podskupine I. skupine. Njihovi atomi na vanjskoj energetskoj razini imaju po jedan elektron. Alkalijski metali - jaka redukcijska sredstva. Njihova redukcijska moć i kemijska aktivnost rastu s povećanjem atomskog broja elementa (tj. od vrha prema dolje u periodnom sustavu elemenata). Svi oni imaju elektronsku vodljivost. Snaga veze između atoma alkalijskih metala opada s povećanjem atomskog broja elementa. Također im se smanjuju talište i vrelište. Alkalijski metali reagiraju s mnogim jednostavnim tvarima - oksidirajuća sredstva. U reakcijama s vodom stvaraju u vodi topljive baze (lužine). Zemnoalkalijski elementi nazivaju se elementi glavne podskupine II. Atomi ovih elemenata sadrže na vanjskoj energetskoj razini po dva elektrona. Oni su najjača redukcijska sredstva, imaju oksidacijsko stanje +2. U ovoj glavnoj podskupini, opći obrasci U promjenama fizikalnih i kemijskih svojstava povezanih s povećanjem veličine atoma u skupini od vrha prema dnu, kemijska veza između atoma također slabi. Kako se veličina iona povećava, kisela svojstva oksida i hidroksida postaju slabija, a bazična se povećavaju.
Glavnu podskupinu III skupine čine elementi bor, aluminij, galij, indij i talij. Svi elementi su p-elementi. Na vanjskoj energetskoj razini imaju tri 2 str 1 ) elektron, što objašnjava sličnost svojstava. Oksidacijsko stanje +3. Unutar skupine, kako se nuklearni naboj povećava, metalna svojstva se povećavaju. Bor je nemetalni element, dok aluminij već ima metalna svojstva. Svi elementi tvore okside i hidrokside.
Većina metala nalazi se u podskupinama periodnog sustava elemenata. Za razliku od elemenata glavnih podskupina, gdje se vanjska razina atomskih orbitala postupno ispunjava elektronima, u elementima sekundarnih podskupina popunjavaju se d-orbitale pretposljednje energetske razine i s-orbitale posljednje. Broj elektrona odgovara broju grupe. Elementi sa jednak broj valentni elektroni su uključeni u grupu pod istim brojem. Svi elementi podskupina su metali.
Jednostavne tvari sastavljene od metala podskupine imaju jake kristalne rešetke koje su otporne na toplinu. Ovi metali su najčvršći i najvatrostalniji među ostalim metalima. Kod d-elemenata jasno je vidljiv prijelaz s porastom njihove valencije od bazičnih svojstava preko amfoternih do kiselih.
Alkalijski metali (Na, K)
Na vanjskoj energetskoj razini atomi alkalijskih metala elemenata sadrže po jedan elektron, koji se nalazi na velikoj udaljenosti od jezgre. Oni lako odustaju od ovog elektrona, pa su jaki redukcijski agensi. U svim spojevima, alkalijski metali pokazuju oksidacijsko stanje +1. Njihova redukcijska svojstva rastu s povećanjem atomskog radijusa od Li do Cs. Svi su tipični metali, srebrno-bijele su boje, mekani (mogu se rezati nožem), lagani i topljivi. Aktivno komunicirajte sa svima nemetali:
Svi alkalijski metali u reakciji s kisikom (osim Li) tvore perokside. Alkalijski metali se ne nalaze u slobodnom obliku zbog svoje visoke kemijske reaktivnosti.
Oksidi- čvrste tvari s osnovnim svojstvima. Dobivaju se kalciniranjem peroksida s odgovarajućim metalima:
Hidroksidi NaOH, KOH- krute bijele tvari, higroskopne, topljive u vodi uz oslobađanje topline, svrstavaju se u lužine:
Soli alkalnih metala gotovo su sve topive u vodi. Najvažniji od njih: Na 2 CO 3 - natrijev karbonat; Na 2 CO 3 10H 2 O - kristalna soda; NaHCO 3 - natrijev bikarbonat, soda bikarbona; K 2 CO 3 - kalijev karbonat, potaša; Na 2 SO 4 10H 2 O - Glauberova sol; NaCl - natrijev klorid, kuhinjska sol.
Elementi I. skupine u tablicama
Zemnoalkalijski metali (Ca, Mg)
Kalcij (Ca) je predstavnik zemnoalkalijski metali, što su nazivi elemenata glavne podskupine II skupine, ali ne svih, već samo počevši od kalcija pa nizbrdo. To su kemijski elementi koji u interakciji s vodom stvaraju lužine. Kalcij na vanjskoj energetskoj razini sadrži dva elektrona, oksidacijsko stanje +2.
Fizikalna i kemijska svojstva kalcija i njegovih spojeva prikazana su u tablici.
magnezij (Mg) ima istu atomsku strukturu kao kalcij, njegovo oksidacijsko stanje je također +2. Mekani metal, ali njegova površina postaje prekrivena zrakom zaštitni film, što malo smanjuje kemijsku aktivnost. Njegovo izgaranje prati zasljepljujući bljesak. MgO i Mg(OH) 2 pokazuju osnovna svojstva. Iako je Mg(OH) 2 slabo topljiv, oboji otopinu fenolftaleina u grimizno.
Mg + O 2 = MgO 2
MO oksidi su tvrde, bijele, vatrostalne tvari. CaO se u tehnici naziva živim vapnom, a MgO se naziva spaljeni magnezij; ti se oksidi koriste u proizvodnji građevinskih materijala. Reakcija kalcijeva oksida s vodom praćena je oslobađanjem topline i naziva se gašenje vapna, a nastali Ca(OH) 2 naziva se gašeno vapno. Prozirna otopina kalcijeva hidroksida naziva se vapnena voda, a bijela suspenzija Ca(OH) 2 u vodi vapneno mlijeko.
Magnezijeve i kalcijeve soli dobivaju se reakcijom s kiselinama.
CaCO 3 - kalcijev karbonat, kreda, mramor, vapnenac. Koristi se u građevinarstvu. MgCO 3 – magnezijev karbonat – koristi se u metalurgiji za uklanjanje troske.
CaSO 4 2H 2 O - gips. MgSO 4 - magnezijev sulfat - naziva se gorka, ili engleska sol, nalazi se u morskoj vodi. BaSO 4 - barijev sulfat - zbog svoje netopljivosti i sposobnosti blokiranja rendgenskih zraka koristi se u dijagnostici (“baritna kaša”) gastrointestinalnog trakta.
Kalcij čini 1,5% tjelesne težine čovjeka, 98% kalcija nalazi se u kostima. Magnezij je bioelement, u ljudskom tijelu ima ga oko 40 g, sudjeluje u stvaranju proteinskih molekula.
Zemnoalkalijski metali u tablicama
Aluminij
Aluminij (Al)- element glavne podskupine III skupine periodnog sustava D.I. Mendelejeva. Atom aluminija sadrži na vanjskoj energetskoj razini tri elektrona, koje lako oslobađa tijekom kemijskih interakcija. Predak podskupine i gornji susjed aluminija - bor - ima manji atomski radijus (za bor je 0,080 nm, za aluminij - 0,143 nm). Osim toga, atom aluminija ima jedan međusloj od osam elektrona (2e; 8e; 3e), koji sprječava vanjske elektrone da dođu do jezgre. Stoga su redukcijska svojstva atoma aluminija dosta izražena.
U gotovo svim svojim spojevima aluminij ima oksidacijsko stanje +3.
Aluminij je jednostavna tvar
Srebrno-bijeli svijetli metal. Topi se na 660 °C. Vrlo je plastičan, lako se izvlači u žicu i smota u foliju debljine do 0,01 mm. Ima vrlo visoku električnu i toplinsku vodljivost. Oni tvore lake i čvrste legure s drugim metalima. Aluminij je vrlo aktivan metal. Ako je aluminijski prah ili fini aluminijska folija previše zagrijati, onda oni zapaliti i gorjeti zasljepljujućim plamenom:
Ova reakcija se može primijetiti kada gore prskalice i vatromet. Aluminij, kao i svi metali, Lako reagira s nemetalima, posebno u obliku praha. Da bi reakcija započela, potrebno je početno zagrijavanje, osim reakcija s halogenima - klorom i bromom, ali tada sve reakcije aluminija s nemetalima teku vrlo burno i praćene su oslobađanjem velike količine topline. :
Aluminij dobro se otapa u razrijeđenoj sumpornoj i solnoj kiselini:
I ovdje koncentrirana sumporna i dušična kiselina pasiviraju aluminij, formirajući se na metalnoj površini gusti izdržljivi oksidni film, što sprječava daljnji tijek reakcije. Stoga se te kiseline prevoze u aluminijskim cisternama.
Aluminijev oksid i hidroksid imaju amfoterna svojstva, stoga se aluminij otapa u vodenim otopinama lužina, tvoreći soli - aluminate:
Aluminij se široko koristi u metalurgiji za proizvodnju metala - kroma, mangana, vanadija, titana, cirkonija iz njihovih oksida. Ova metoda se naziva aluminotermija. U praksi se često koristi termit - mješavina Fe 3 O 4 s aluminijskim prahom. Ako se ova smjesa zapali, na primjer, pomoću magnezijske trake, tada dolazi do snažne reakcije, oslobađajući velika količina toplina:
Oslobođena toplina sasvim je dovoljna da se nastalo željezo potpuno otopi, pa se ovaj postupak koristi za zavarivanje čeličnih proizvoda.
Aluminij se može dobiti elektrolizom - razgradnjom taline njegovog oksida Al 2 O 3 na sastavne dijelove pomoću električna struja. Ali talište aluminijevog oksida je oko 2050 °C, tako da elektroliza zahtijeva velike količine energije.
Aluminijski priključci
Aluminosilikati. Ovi se spojevi mogu smatrati solima nastalim oksidom aluminija, silicija, alkalijskih i zemnoalkalijskih metala. Oni čine najveći dio zemljine kore. Konkretno, aluminosilikati su dio feldspata, najčešćih minerala i glina.
Boksit- stijena iz koje se dobiva aluminij. Sadrži aluminijev oksid Al 2 O 3.
Korund- mineral sastava Al 2 O 3, ima vrlo visoku tvrdoću, njegova fino zrnata sorta koja sadrži nečistoće - šmirgl, koristi se kao abrazivni (brusni) materijal. Drugi prirodni spoj, glinica, ima istu formulu.
Prozirni, obojeni nečistoćama, poznati su kristali korunda: crveni - rubini i plavi - safiri, koji se koriste kao drago kamenje. Trenutno se dobivaju umjetno i koriste se ne samo za nakit, već i za tehničke svrhe, na primjer, za proizvodnju dijelova za satove i druge precizne instrumente. Kristali rubina koriste se u laserima.
Aluminijev oksid Al 2 O 3 - bijela tvar s vrlo visokim talištem. Može se dobiti razgradnjom aluminijevog hidroksida zagrijavanjem:
Aluminijev hidroksid Al(OH) 3 taloži se u obliku želatinoznog taloga pod djelovanjem lužina na otopine aluminijevih soli:
Kako amfoterni hidroksid lako se otapa u otopinama kiselina i lužina:
Aluminati nazivaju se soli nestabilnih aluminijevih kiselina - ortoaluminij H 2 AlO 3, metaaluminij HAlO 2 (može se smatrati ortoaluminijevom kiselinom iz čije je molekule uklonjena molekula vode). Prirodni aluminati uključuju plemeniti spinel i dragocjeni krizoberil. Aluminijeve soli, osim fosfata, vrlo su topive u vodi. Neke soli (sulfidi, sulfiti) se razgrađuju vodom. Aluminijev klorid AlCl 3 koristi se kao katalizator u proizvodnji mnogih organskih tvari.
Elementi grupe III u tablicama
Karakteristike prijelaznih elemenata - bakar, cink, krom, željezo
Bakar (Cu)- element sekundarne podskupine prve skupine. Elektronička formula: (…3d 10 4s 1). Njegov deseti d-elektron je pokretan, jer je prešao s podrazine 4S. Bakar u spojevima pokazuje oksidacijska stanja +1 (Cu 2 O) i +2 (CuO). Bakar je svijetloružičasti metal, kovak, viskozan i izvrstan vodič električne energije. Talište 1083 °C.
Kao i drugi metali podskupine I skupine I periodnog sustava, bakar stoji desno od vodika u nizu aktivnosti i ne istiskuje ga iz kiselina, već reagira s oksidirajućim kiselinama:
Pod utjecajem lužina na otopine bakrenih soli taloži se talog slabe baze plave boje.- bakrov (II) hidroksid, koji se zagrijavanjem razlaže na bazični crni oksid CuO i vodu:
Kemijska svojstva bakar u stolovima
cink (Zn)- element sekundarne podskupine skupine II. Njegova elektronička formula je sljedeća: (…3d 10 4s 2). Budući da je predzadnja d-podrazina u atomima cinka potpuno potpuna, cink u spojevima pokazuje oksidacijsko stanje +2.
Cink je srebrnobijeli metal koji se praktički ne mijenja na zraku. Otporan je na koroziju zbog prisutnosti oksidnog filma na svojoj površini. Cink je jedan od najaktivnijih metala na povišenim temperaturama reagira s jednostavnim tvarima:
Cink, kao i drugi metali, istiskuje manje aktivnih metala iz njihovih soli:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2
Cink hidroksid je amfoteran, tj. pokazuje svojstva i kiselina i baza. Kada se otopina lužine postupno dodaje otopini cinkove soli, talog koji je prvobitno nastao se otapa (isto se događa s aluminijem):
Kemijska svojstva cinka u tablicama
Na primjer krom (Cr) može se pokazati da svojstva prijelaznih elemenata ne mijenjaju se bitno tijekom perioda: dolazi do kvantitativne promjene zbog promjene broja elektrona u valentnim orbitalama. Maksimalno oksidacijsko stanje kroma je +6. Metal u seriji aktivnosti nalazi se lijevo od vodika i istiskuje ga iz kiselina:
Kada se takvoj otopini doda otopina lužine, nastaje talog Me(OH). 2 , koji se brzo oksidira atmosferskim kisikom:
Odgovara amfoternom oksidu Cr 2 O 3. Kromov oksid i hidroksid (u najvišem oksidacijskom stanju) pokazuju svojstva kiselih oksida, odnosno kiselina. Soli kromne kiseline (H 2 CrO 4 ) u kiseloj sredini prelaze u dikromate- soli dikromne kiseline (H 2 Cr 2 O 7). Spojevi kroma imaju visoku oksidacijsku sposobnost.
Kemijska svojstva kroma u tablicama
Željezo Fe- element sekundarne podskupine VIII skupine i 4. razdoblja periodnog sustava D. I. Mendelejeva. Atomi željeza su strukturirani nešto drugačije od atoma elemenata glavnih podskupina. Kao što i priliči elementu 4. perioda, atomi željeza imaju četiri energetske razine, ali nije popunjena zadnja, već pretposljednja, treća razina od jezgre. Na posljednjoj razini atomi željeza sadrže dva elektrona. Na pretposljednjoj razini, koja može primiti 18 elektrona, atom željeza ima 14 elektrona. Posljedično, distribucija elektrona po razinama u atomima željeza je sljedeća: 2e; 8e ; 14e; 2e. Kao i svi metali, atomi željeza pokazuju redukcijska svojstva, odajući tijekom kemijskih interakcija ne samo dva elektrona s posljednje razine i stječući oksidacijsko stanje +2, već i elektron s pretposljednje razine, dok se oksidacijsko stanje atoma povećava na +3.
Željezo je jednostavna tvar
To je srebrno-bijeli sjajni metal s talištem od 1539 °C. Vrlo je plastičan, stoga ga je lako obrađivati, kovati, valjati, štancati. Željezo ima sposobnost magnetiziranja i demagnetiziranja. Može mu se dati veća čvrstoća i tvrdoća toplinskim i mehaničkim metodama. Postoji tehnički čisto i kemijski čisto željezo. Tehnički čisto željezo je u biti niskougljični čelik, sadrži 0,02-0,04% ugljika, a još manje kisika, sumpora, dušika i fosfora. Kemijski čisto željezo sadrži manje od 0,01% nečistoća. Na primjer, spajalice i gumbi izrađeni su od tehnički čistog željeza. Takvo željezo lako korodira, dok kemijski čisto željezo gotovo nije podložno koroziji. Trenutno je željezo temelj moderne tehnologije i poljoprivrednog inženjerstva, transporta i komunikacija, svemirskih brodova i, općenito, cijele moderne civilizacije. Većina proizvoda, od igle za šivanje do svemirske letjelice, ne može se izraditi bez upotrebe željeza.
Kemijska svojstva željeza
Željezo može pokazivati oksidacijska stanja +2 i +3, prema tome, željezo daje dvije serije spojeva. Broj elektrona koje atom željeza preda tijekom kemijskih reakcija ovisi o oksidacijskoj sposobnosti tvari koje s njim reagiraju.
Na primjer, s halogenima, željezo stvara halogenide, u kojima ima oksidacijski stupanj +3:
a sa sumporom - željezo (II) sulfid:
Vruće željezo gori u kisiku uz stvaranje kamenca željeza:
Na visokim temperaturama (700-900 °C) željezo reagira s vodenom parom:
U skladu s položajem željeza u elektrokemijskom nizu napona, ono može istisnuti metale desno od sebe iz vodene otopine njihove soli, na primjer:
Željezo se otapa u razrijeđenoj solnoj i sumpornoj kiselini, tj. oksidira se vodikovim ionima:
Željezo se otapa i u razrijeđenoj dušičnoj kiselini., pritom nastaje željezov (III) nitrat, voda i produkti redukcije dušične kiseline - N 2, NO ili NH 3 (NH 4 NO 3) ovisno o koncentraciji kiseline.
Spojevi željeza
U prirodi željezo tvori brojne minerale. Ovo je magnetska željezna ruda (magnetit) Fe 3 O 4, crvena željezna ruda (hematit) Fe 2 O 3, smeđa željezna ruda (limonit) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Drugi prirodni spoj željeza je željezo ili sumpor, pirit ( pirit) FeS 2, ne služi kao željezna ruda za proizvodnju metala, već se koristi za proizvodnju sumporne kiseline.
Željezo karakteriziraju dva niza spojeva: željezo(II) i spojevi željeza(III).Željezov (II) oksid FeO i njegov odgovarajući željezov (II) hidroksid Fe(OH) 2 dobivaju se neizravno, posebno kroz sljedeći lanac transformacija:
Oba spoja imaju različita osnovna svojstva.
Željezo(II) kationi Fe 2 + lako se oksidira atmosferskim kisikom u katione željeza (III) Fe 3 + . Zbog toga bijeli talog željezovog (II) hidroksida postaje zelen, a zatim postaje smeđi, pretvarajući se u željezov (III) hidroksid:
Željezov(III) oksid Fe 2 O 3 a odgovarajući željezov (III) hidroksid Fe(OH) 3 također se dobiva neizravno, na primjer, duž lanca:
Od soli željeza najveće tehničko značenje imaju sulfati i kloridi.
Kristalni hidrat željeznog (II) sulfata FeSO 4 7H 2 O, poznat kao željezni sulfat, koristi se za suzbijanje biljnih štetnika, za pripremu mineralnih boja i za druge svrhe. Željezo (III) klorid FeCl 3 koristi se kao sredstvo za jedkanje pri bojanju tkanina. Željezo (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O koristi se za pročišćavanje vode i druge svrhe.
Fizička i kemijska svojstva željeza i njegovih spojeva sažeta su u tablici:
Kemijska svojstva željeza u tablicama
Kvalitativne reakcije na ione Fe 2+ i Fe 3+
Za prepoznavanje spojeva željeza (II) i (III). provode kvalitativne reakcije na Fe ione 2+ i Fe 3+ . Kvalitativna reakcija na ione Fe 2+ je reakcija soli željeza (II) sa spojem K 3, koji se naziva crvena krvna sol. Riječ je o posebnoj skupini soli koje nazivamo kompleksnim solima, s kojima ćete se kasnije upoznati. U međuvremenu morate razumjeti kako se takve soli disociraju:
Reagens za Fe 3+ ione je još jedan složeni spoj - žuta krvna sol - K 4, koja u otopini disocira na sličan način:
Ako se otopine koje sadrže ione Fe 2+ i Fe 3+ dodaju otopinama crvene krvne soli (reagens za Fe 2+) i žute krvne soli (reagens za Fe 3+), tada se u oba slučaja taloži isti plavi talog. :
Za detekciju Fe 3+ iona također se koristi interakcija soli željeza (III) s kalijevim tiocijanatom KNCS ili amonijevim tiocijanatom NH 4 NCS. U tom slučaju nastaje jarko obojen FeNCNS 2+ ion, zbog čega cijela otopina poprima intenzivno crvenu boju:
Tablica topljivosti
Zbog prisutnosti slobodnih elektrona („elektronski plin“) u kristalnoj rešetki, svi metali pokazuju sljedeća karakteristična opća svojstva:
1) Plastični– sposobnost lakog mijenjanja oblika, razvlačenja u žicu i motanja u tanke listove.
2) Metalni sjaj i neprozirnost. To je zbog interakcije slobodnih elektrona sa svjetlošću koja pada na metal.
3) Električna provodljivost. Objašnjava se usmjerenim kretanjem slobodnih elektrona od negativnog pola prema pozitivnom pod utjecajem male razlike potencijala. Kada se zagrijava, električna vodljivost se smanjuje, jer S porastom temperature pojačavaju se vibracije atoma i iona u čvorovima kristalne rešetke, što otežava usmjereno kretanje “elektronskog plina”.
4) Toplinska vodljivost. Uzrokovana je velikom pokretljivošću slobodnih elektrona, zbog čega se temperatura brzo izjednačava po masi metala. Najveću toplinsku vodljivost imaju bizmut i živa.
5) Tvrdoća. Najtvrđi je krom (reže staklo); najmekši alkalijski metali - kalij, natrij, rubidij i cezij - režu se nožem.
6) Gustoća.Što je manje, to je manje atomska masa metal i veći atomski radijus. Najlakši je litij (ρ=0,53 g/cm3); najteži je osmij (ρ=22,6 g/cm3). Metali s gustoćom manjom od 5 g/cm3 smatraju se "lakim metalima".
7) Tališta i vrelišta. Najtaljiviji metal je živa (t.t. = -39°C), najvatrostalniji metal je volfram (t.t. = 3390°C). Metali s temperaturom taljenja iznad 1000 ° C smatraju se vatrostalnim, ispod - niskim talištem.
Opća kemijska svojstva metala
Jaki redukcijski agensi: Me 0 – nē → Me n +
Brojni naponi karakteriziraju usporednu aktivnost metala u redoks reakcijama u vodenim otopinama.
1. Reakcije metala s nemetalima
1) S kisikom:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Sa sumporom:
Hg + S → HgS
3) S halogenima:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) S dušikom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) S fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) S vodikom (reagiraju samo alkalijski i zemnoalkalijski metali):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
2. Reakcije metala s kiselinama
1) Metali u nizu elektrokemijskih napona do H reduciraju neoksidirajuće kiseline u vodik:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) S oksidirajućim kiselinama:
Kada dušična kiselina bilo koje koncentracije i koncentrirana sumporna kiselina komuniciraju s metalima Vodik se nikada ne oslobađa!
Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 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 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3. Međudjelovanje metala s vodom
1) Aktivni (alkalijski i zemnoalkalijski metali) tvore topljivu bazu (alkalije) i vodik:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Metali srednje aktivnosti oksidiraju vodom kada se zagrijavaju do oksida:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Neaktivno (Au, Ag, Pt) - ne reagiraju.
4. Istiskivanje manje aktivnih metala aktivnijim metalima iz otopina njihovih soli:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
U industriji se često koriste ne čisti metali, već njihove mješavine - legure, u kojem se korisna svojstva jednog metala nadopunjuju korisnim svojstvima drugog. Tako bakar ima nisku tvrdoću i nepogodan je za izradu strojnih dijelova, dok legure bakra i cinka ( mjed) već su prilično tvrdi i naširoko se koriste u strojogradnji. Aluminij ima visoku duktilnost i dovoljnu lakoću (niska gustoća), ali je previše mekan. Na temelju njega priprema se legura s magnezijem, bakrom i manganom - duraluminij (duraluminij), koji bez gubitka korisna svojstva aluminij, dobiva visoku tvrdoću i postaje pogodan za konstrukciju zrakoplova. Legure željeza s ugljikom (i dodacima drugih metala) nadaleko su poznate lijevano željezo I željezo.
Slobodni metali su restauratori. Međutim, neki metali imaju nisku reaktivnost zbog činjenice da su presvučeni površinski oksidni film, u različitim stupnjevima, otporan na kemijske reagense kao što su voda, otopine kiselina i lužina.
Na primjer, olovo je uvijek prekriveno oksidnim filmom, njegov prijelaz u otopinu zahtijeva ne samo izlaganje reagensu (na primjer, razrijeđenoj dušičnoj kiselini), već i zagrijavanje. Oksidni film na aluminiju sprječava njegovu reakciju s vodom, ali ga uništavaju kiseline i lužine. Labavi oksidni film (hrđa), koji nastaje na površini željeza u vlažnom zraku, ne ometa daljnju oksidaciju željeza.
Pod utjecajem koncentrirana kiseline nastaju na metalima održivi oksidni film. Ova pojava se zove pasivizacija. Dakle, u koncentriranom sumporne kiseline metali poput Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb se pasiviziraju (i tada ne reagiraju s kiselinom), a u koncentriranoj dušičnoj kiselini - metali A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th i U.
U interakciji s oksidacijskim agensima u kiselim otopinama, većina metala prelazi u katione, čiji je naboj određen stabilnim oksidacijskim stanjem danog elementa u spojevima (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ i Fe 3 +)
Redukcijska aktivnost metala u kiseloj otopini prenosi se nizom naprezanja. Većina metala prelazi u otopinu s klorovodičnom i razrijeđenom sumpornom kiselinom, ali Cu, Ag i Hg - samo sa sumpornom (koncentriranom) i dušičnom kiselinom, a Pt i Au - s "regia votkom".
Korozija metala
Nepoželjno kemijsko svojstvo metala je njihova korozija, odnosno aktivno razaranje (oksidacija) u dodiru s vodom i pod utjecajem u njoj otopljenog kisika. (kisikova korozija). Na primjer, nadaleko je poznata korozija željeznih proizvoda u vodi, uslijed koje nastaje hrđa, a proizvodi se raspadaju u prah.
Do korozije metala dolazi i u vodi zbog prisutnosti otopljenih plinova CO 2 i SO 2; stvara se kiseli okoliš, a kationi H + istiskuju se aktivnim metalima u obliku vodika H 2 ( vodikova korozija).
Područje kontakta između dva različita metala može biti posebno korozivno ( kontaktna korozija). Galvanski par nastaje između jednog metala, na primjer Fe, i drugog metala, na primjer Sn ili Cu, stavljenih u vodu. Tok elektrona ide od aktivnijeg metala, koji je lijevo u nizu napona (Re), prema manje aktivnom metalu (Sn, Cu), a aktivniji metal se uništava (korodira).
Zbog toga pokositrena površina limenki (željezo presvučeno kositrom) hrđa pri skladištenju u vlažnoj atmosferi i nepažljivom rukovanju (željezo se brzo sruši nakon čak i male ogrebotine, dopuštajući željezo da dođe u dodir s vlagom). Naprotiv, pocinčana površina željezne kante ne hrđa dugo vremena, jer čak i ako ima ogrebotina, nije željezo ono što korodira, već cink (aktivniji metal od željeza).
Otpornost na koroziju za određeni metal povećava se kada je obložen aktivnijim metalom ili kada su spojeni; Dakle, premazivanje željeza kromom ili izrada legure željeza i kroma eliminira koroziju željeza. Kromirano željezo i čelik koji sadrže krom ( ne hrđajući Čelik), imaju visoku otpornost na koroziju.
1. Metali reagiraju s nemetalima.
2 ja + n Hal 2 → 2 MeHal n
4Li + O2 = 2Li2O
Alkalijski metali, osim litija, tvore perokside:
2Na + O 2 = Na 2 O 2
2. Metali koji prethode vodiku reagiraju s kiselinama (osim dušične i sumporne kiseline) i oslobađaju vodik
Me + HCl → sol + H2
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2
3. Aktivni metali reagiraju s vodom stvarajući lužinu i oslobađajući vodik.
2Me+ 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H 2
Produkt oksidacije metala je njegov hidroksid – Me(OH) n (gdje je n oksidacijsko stanje metala).
Na primjer:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
4. Metali srednje aktivnosti reagiraju s vodom kada se zagrijavaju i stvaraju metalni oksid i vodik.
2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2
Oksidacijski produkt u takvim reakcijama je metalni oksid Me 2 O n (gdje je n oksidacijsko stanje metala).
3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2
5. Metali nakon vodika ne reagiraju s vodom i kiselim otopinama (osim koncentracije dušika i sumpora)
6. Aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz otopina svojih soli.
CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu
CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu
Aktivni metali - cink i željezo - zamijenili su bakar u sulfatu i stvorili soli. Cink i željezo su oksidirani, a bakar reduciran.
7. Halogeni reagiraju s vodom i otopinom lužine.
Fluor, za razliku od ostalih halogena, oksidira vodu:
2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .
na hladnom: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O nastaju klorid i hipoklorit
pri zagrijavanju: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O nastaju lorid i klorat
8 Aktivni halogeni (osim fluora) istiskuju manje aktivne halogene iz otopina njihovih soli.
9. Halogeni ne reagiraju s kisikom.
10. Amfoterni metali (Al, Be, Zn) reagiraju s otopinama lužina i kiselina.
3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O
11. Magnezij reagira s ugljikovim dioksidom i silicijevim oksidom.
2Mg + CO2 = C + 2MgO
SiO2+2Mg=Si+2MgO
12. Alkalijski metali (osim litija) tvore perokside s kisikom.
2Na + O 2 = Na 2 O 2
3. Klasifikacija anorganskih spojeva
Jednostavne tvari – tvari čije se molekule sastoje od atoma iste vrste (atoma istog elementa). U kemijskim reakcijama ne mogu se razgraditi u druge tvari.
Složene tvari (ili kemijski spojevi) su tvari čije se molekule sastoje od atoma različitih vrsta (atoma različitih kemijskih elemenata). U kemijskim reakcijama razgrađuju se na nekoliko drugih tvari.
Jednostavne tvari dijele se u dvije velike skupine: metali i nemetali.
Metali – skupina elemenata s karakterističnim metalnim svojstvima: čvrste tvari (osim žive) imaju metalni sjaj, dobri su vodiči topline i elektriciteta, kovne (željezo (Fe), bakar (Cu), aluminij (Al), živa ( Hg), zlato (Au), srebro (Ag) itd.).
Nemetali – skupina elemenata: čvrste, tekuće (brom) i plinovite tvari koje nemaju metalni sjaj, izolatori su i lomljive su.
A složene tvari se pak dijele u četiri skupine, odnosno klase: oksidi, baze, kiseline i soli.
Oksidi - to su složene tvari čije molekule uključuju atome kisika i neke druge tvari.
Temelji - to su složene tvari u kojima su atomi metala povezani s jednom ili više hidroksilnih skupina.
S gledišta teorije elektrolitičke disocijacije, baze su složene tvari, čijom disocijacijom u vodenoj otopini nastaju metalni kationi (ili NH4+) i hidroksidni anioni OH-.
kiseline - to su složene tvari čije molekule sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti za atome metala.
Soli - to su složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselinskih ostataka. Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene vodikovih atoma kiseline metalom.
Struktura atoma metala određuje ne samo karakteristična fizikalna svojstva jednostavnih tvari - metala, već i njihova opća kemijska svojstva.
Uz veliku raznolikost, sve kemijske reakcije metala su redoks i mogu biti samo dvije vrste: kombinacija i supstitucija. Metali su sposobni donirati elektrone tijekom kemijskih reakcija, to jest biti redukcijski agensi i pokazati samo pozitivno oksidacijsko stanje u nastalim spojevima.
Općenito, to se može izraziti sljedećim dijagramom:
Me 0 – ne → Me +n,
gdje je Me metal - jednostavna tvar, a Me 0+n je metal kemijski element u vezi.
Metali su sposobni donirati svoje valentne elektrone atomima nemetala, vodikovim ionima i ionima drugih metala, te će stoga reagirati s nemetalima - jednostavnim tvarima, vodom, kiselinama, solima. Međutim, redukcijska sposobnost metala varira. Sastav produkata reakcije metala s različitim tvarima ovisi o oksidacijskoj sposobnosti tvari i uvjetima u kojima se reakcija odvija.
Na visokim temperaturama većina metala izgara u kisiku:
2Mg + O2 = 2MgO
Samo zlato, srebro, platina i neki drugi metali ne oksidiraju u tim uvjetima.
Mnogi metali reagiraju s halogenima bez zagrijavanja. Na primjer, aluminijski prah, kada se pomiješa s bromom, zapali se:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Kada metali stupaju u interakciju s vodom, u nekim slučajevima nastaju hidroksidi. U normalnim uvjetima, alkalijski metali, kao i kalcij, stroncij i barij, vrlo aktivno djeluju s vodom. Opća shema ove reakcije izgleda ovako:
Me + HOH → Me(OH) n + H 2
Ostali metali reagiraju s vodom kada se zagrijavaju: magnezij kada vrije, željezo u vodenoj pari kada vrije crveno. U tim slučajevima nastaju metalni oksidi.
Ako metal reagira s kiselinom, on je dio nastale soli. Kada metal stupa u interakciju s kiselim otopinama, može se oksidirati vodikovim ionima prisutnim u otopini. Skraćena ionska jednadžba može se napisati u općem obliku na sljedeći način:
Me + nH + → Me n + + H 2
Anioni kiselina koje sadrže kisik, kao što su koncentrirana sumporna i dušična, imaju jača oksidacijska svojstva od vodikovih iona. Stoga oni metali koji se ne mogu oksidirati vodikovim ionima, na primjer, bakar i srebro, reagiraju s tim kiselinama.
Kod interakcije metala sa solima dolazi do reakcije supstitucije: elektroni iz atoma zamjenskog – aktivnijeg metala – prelaze na ione zamijenjenog – manje aktivnog metala. Tada mreža zamjenjuje metal metalom u solima. Ove reakcije nisu reverzibilne: ako metal A istisne metal B iz otopine soli, tada metal B neće istisnuti metal A iz otopine soli.
U silaznom redoslijedu kemijske aktivnosti koja se očituje u reakcijama međusobnog istiskivanja metala iz vodenih otopina njihovih soli, metali se nalaze u elektrokemijskom nizu napona (aktivnosti) metala:
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
Metali koji se nalaze lijevo u ovom redu su aktivniji i mogu istisnuti sljedeće metale iz otopina soli.
Vodik je uvršten u elektrokemijski niz napona metala, kao jedini nemetal koji s metalima ima zajedničko svojstvo - da stvara pozitivno nabijene ione. Stoga vodik zamjenjuje neke metale u njihovim solima, a sam se može zamijeniti mnogim metalima u kiselinama, na primjer:
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q
Metali koji u nizu elektrokemijskog napona dolaze prije vodika istiskuju ga iz otopina mnogih kiselina (solne, sumporne i dr.), ali ga ne istiskuju svi oni koji slijede, npr. bakar.
blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvorni izvor je obavezna.
KEMIJSKA SVOJSTVA METALA
Prema kemijskim svojstvima metali se dijele na:1 )Aktivan (alkalijski i zemnoalkalijski metali, Mg, Al, Zn itd.)
2) Metaliprosječna aktivnost (Fe, Cr, Mn, itd.);
3 )Nisko aktivan (Cu, Ag)
4) Plemeniti metali – Au, Pt, Pd itd.
U reakcijama postoje samo redukcijski agensi. Atomi metala lako odustaju od elektrona iz vanjskog (a neki i iz vanjskog) sloja elektrona, pretvarajući se u pozitivne ione. Moguća oksidacijska stanja Me Najniže 0,+1,+2,+3 Najviše +4,+5,+6,+7,+8
1. INTERAKCIJA S NEMETALIMA
1. S VODIKOM
Metali skupina IA i IIA reagiraju pri zagrijavanju, osim berilija. Čvrste nestabilne tvari nastaju hidridi, drugi metali ne reagiraju.
2K + H₂ = 2KH (kalijev hidrid)
Ca + H₂ = CaH2
2. S KISIKOM
Svi metali reagiraju osim zlata i platine. Reakcija sa srebrom odvija se na visokim temperaturama, ali srebrov (II) oksid praktički ne nastaje, jer je termički nestabilan. Alkalijski metali u normalnim uvjetima tvore okside, perokside, superokside (litij - oksid, natrij - peroksid, kalij, cezij, rubidij - superoksid
4Li + O2 = 2Li2O (oksid)
2Na + O2 = Na2O2 (peroksid)
K+O2=KO2 (superoksid)
Preostali metali glavnih podskupina u normalnim uvjetima tvore okside s oksidacijskim stanjem jednakim broju skupine 2Ca+O2=2CaO
2Ca+O2=2CaO
Metali sekundarnih podskupina tvore okside u normalnim uvjetima i pri zagrijavanju, okside različitih stupnjeva oksidacije, a željezo - željezni kamenac Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (crveno) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (crno);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
3. SA HALOGENOM
halogenidi (fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi). Alkalne tvari zapale se u normalnim uvjetima s F, Cl, Br:
2Na + Cl2 = 2NaCl (klorid)
Zemnoalkalne zemlje i aluminij reagiraju u normalnim uvjetima:
Sa+Cl2=SaCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Metali sekundarnih podskupina na povišenim temperaturama
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + 3S12 = 2Fe⁺³Cl3 željezni klorid (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(nema bakar jodida (+2)!)
4. INTERAKCIJA SA SUMPOROM
kada se zagrijava, čak i s alkalijskim metalima, sa živom u normalnim uvjetima. Svi metali reagiraju osim zlata i platine
Ssiva – sulfidi: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfid)
Sa+S=Skao(sulfid) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (crno)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERAKCIJA S FOSFOROM I DUŠIKOM
nastaje pri zagrijavanju (iznimka: litij s dušikom u normalnim uvjetima):
s fosforom – fosfidi: 3ca + 2 P= Ca3P2,
S dušikom - nitridi 6Li + N2 = 3Li2N (litijev nitrid) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (magnezijev nitrid) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. INTERAKCIJA S UGLJENOM I SILICIJOM
nastaje pri zagrijavanju:
S ugljikom nastaju karbidi.Samo najaktivniji metali reagiraju s ugljikom. Od alkalnih metala karbidi tvore litij i natrij; kalij, rubidij, cezij ne stupaju u interakciju s ugljikom:
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Metali - d-elementi tvore spojeve nestehiometrijskog sastava s ugljikom, kao što su čvrste otopine: WC, ZnC, TiC - koriste se za proizvodnju supertvrdih čelika.
sa silicijem – silicidi: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. MEĐUSOBNO DJELOVANJE METALA S VODOM:
Metali koji dolaze prije vodika u elektrokemijskom naponskom nizu reagiraju s vodom.Alkalijski i zemnoalkalijski metali reagiraju s vodom bez zagrijavanja pri čemu nastaju topljivi hidroksidi (alkalije) i vodik, aluminij (nakon razaranja oksidnog filma - amalgija), magnezij zagrijavanjem, tvoreći netopljive baze i vodik .
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
Sa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Ostali metali reagiraju s vodom samo u vrućem stanju, stvarajući okside (željezo - kamenac od željeza)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr2O3 + 3H₂
8 S KISIKOM I VODOM
Na zraku, željezo i krom lako oksidiraju u prisutnosti vlage (hrđanje)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. MEĐUSOBNO DJELOVANJE METALA S OKSIDIMA
Metali (Al, Mg, Ca), reduciraju nemetale ili manje aktivne metale iz njihovih oksida na visokim temperaturama → nemetali ili slabo aktivni metali i oksidi (kalcijeva termija, magnezijeva termija, aluminotermija)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (termit) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CO2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
10. S OKSIDIMA
Metali željezo i krom reagiraju s oksidima, smanjujući oksidacijsko stanje
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. MEĐUSOBNO DJELOVANJE METALA S LUŽINAMA
S lužinama (Zn, Al, Cr(III), Fe(III)) međudjeluju samo oni metali čiji oksidi i hidroksidi imaju amfoterna svojstva, itd. TALENJE → sol metala + vodik.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (natrijev cinkat)
2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
OTOPINA → kompleksna metalna sol + vodik.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (natrijev tetrahidroksicinkat) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. INTERAKCIJA S KISELINAMA (OSIM HNO3 i H2SO4 (konc.)
Metali koji su lijevo od vodika u elektrokemijskom naponskom nizu metala istiskuju ga iz razrijeđenih kiselina → sol i vodik
Zapamtiti! Dušična kiselina nikada ne oslobađa vodik u interakciji s metalima.
Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Sl3 + H2
13. REAKCIJE SA SOLJEM
Aktivni metali istiskuju manje aktivne metale iz soli. Oporavak iz rješenja:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
FeSO4 + Cu =REAKCIJENE
Mg + CuCl2 (pp) = MgCl2 +Su
Oporaba metala iz rastaljenih soli
3Na+ AlCl3 = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Metali skupine B reagiraju sa solima, snižavajući stupanj oksidacije
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2