Dacă în tabelul periodic al elementelor lui D.I. Mendeleev desenăm o diagonală de la beriliu la astatin, atunci în stânga jos de-a lungul diagonalei vor exista elemente metalice (acesteia includ și elemente ale subgrupurilor laterale, evidențiate cu albastru), iar în dreapta sus - elemente nemetalice (evidențiate galben). Elementele situate în apropierea diagonalei - semimetale sau metaloizi (B, Si, Ge, Sb etc.) au caracter dual (evidențiate cu roz).
După cum se poate observa din figură, marea majoritate a elementelor sunt metale.
În felul său natura chimica metalele sunt elemente chimice, ai căror atomi renunță la electroni de la niveluri energetice externe sau pre-externe, formând ioni încărcați pozitiv.
Aproape toate metalele au raze relativ mari și un număr mic de electroni (de la 1 la 3) la nivelul energetic exterior. Metalele se caracterizează prin valori scăzute de electronegativitate și proprietăți reducătoare.
Cele mai tipice metale sunt situate la începutul perioadelor (începând din a doua), apoi de la stânga la dreapta proprietățile metalice slăbesc. În grupul de sus în jos, proprietățile metalice cresc pe măsură ce raza atomilor crește (datorită creșterii numărului de niveluri de energie). Aceasta duce la o scădere a electronegativității (capacitatea de a atrage electroni) a elementelor și o creștere a proprietăților reducătoare (capacitatea de a da electroni altor atomi în reacții chimice).
Tipic metalele sunt elemente s (elemente ale grupului IA de la Li la Fr. elemente ale grupului PA de la Mg la Ra). Formula electronică generală a atomilor lor este ns 1-2. Ele sunt caracterizate prin stări de oxidare + I și, respectiv, + II.
Numărul mic de electroni (1-2) din nivelul energetic exterior al atomilor tipici de metal înseamnă că acești electroni se pierd cu ușurință și prezintă proprietăți reducătoare puternice, reflectate de valorile scăzute ale electronegativității. Aceasta implică proprietățile chimice limitate și metodele de obținere a metalelor tipice.
O trăsătură caracteristică a metalelor tipice este tendința atomilor lor de a forma cationi și legături chimice ionice cu atomii nemetalici. Compușii metalelor tipice cu nemetale sunt cristale ionice de „metalanion de nemetal”, de exemplu K + Br -, Ca2+O2-. Cationii metalelor tipice sunt de asemenea incluși în compușii cu anioni complecși - hidroxizi și săruri, de exemplu Mg2+ (OH -)2, (Li +)2CO32-.
Metalele din grupul A care formează diagonala amfoteră din Tabelul periodic Be-Al-Ge-Sb-Po, precum și metalele adiacente acestora (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nu prezintă metale tipice. proprietăți. Formula electronică generală a atomilor lor ns 2 n.p. 0-4 implică o varietate mai mare de stări de oxidare, o capacitate mai mare de reținere a propriilor electroni, o scădere treptată a capacității lor reducătoare și apariția capacității de oxidare, în special în stări de oxidare ridicată (exemplele tipice sunt compușii Tl III, Pb IV, Bi v) . Comportamentul chimic similar este caracteristic pentru majoritatea (elementelor d, adică elemente ale grupurilor B Tabelul periodic(Exemple tipice sunt elementele amfotere Cr și Zn).
Această manifestare a proprietăților dualității (amfotere), atât metalice (de bază), cât și nemetalice, se datorează naturii legăturii chimice. În stare solidă, compușii metalelor atipice cu nemetale conțin predominant legături covalente (dar mai puțin puternice decât legăturile dintre nemetale). În soluție, aceste legături se rup ușor, iar compușii se disociază în ioni (în întregime sau parțial). De exemplu, metalul galiu este format din molecule Ga 2; în stare solidă, clorurile de aluminiu și mercur (II) AlCl 3 și HgCl 2 conțin legături puternic covalente, dar în soluție AlCl 3 se disociază aproape complet, iar HgCl 2 - la în foarte mică măsură (și apoi în ioni HgCl + și Cl -).
Proprietățile fizice generale ale metalelor
Datorită prezenței electronilor liberi ("gazul de electroni") în rețeaua cristalină, toate metalele prezintă următoarele proprietăți generale caracteristice:
1) Plastic- capacitatea de a schimba cu ușurință forma, de a se întinde în sârmă și de a se rula în foi subțiri.
2) Stralucire metalicași opacitate. Acest lucru se datorează interacțiunii electronilor liberi cu lumina incidentă pe metal.
3) Conductivitate electrică. Se explică prin mișcarea direcțională a electronilor liberi de la polul negativ la cel pozitiv sub influența unei mici diferențe de potențial. Când este încălzită, conductivitatea electrică scade, deoarece Pe măsură ce temperatura crește, vibrațiile atomilor și ionilor din nodurile rețelei cristaline se intensifică, ceea ce complică mișcarea direcțională a „gazului de electroni”.
4) Conductivitate termică. Este cauzată de mobilitatea mare a electronilor liberi, datorită căreia temperatura se egalizează rapid peste masa metalului. Cea mai mare conductivitate termică se găsește în bismut și mercur.
5) Duritate. Cel mai dur este cromul (taie sticla); cele mai moi metale alcaline - potasiu, sodiu, rubidiu și cesiu - sunt tăiate cu un cuțit.
6) Densitate. Cu cât masa atomică a metalului este mai mică și cu cât raza atomului este mai mare, cu atât acesta este mai mic. Cel mai ușor este litiu (ρ=0,53 g/cm3); cel mai greu este osmiul (ρ=22,6 g/cm3). Metalele cu o densitate mai mică de 5 g/cm3 sunt considerate „metale ușoare”.
7) Puncte de topire și de fierbere. Cel mai fuzibil metal este mercurul (p.t. = -39°C), cel mai refractar metal este wolfram (p.t. = 3390°C). Metale cu temperatura de topire peste 1000°C sunt considerate refractare, sub – cu punct de topire scăzut.
Proprietățile chimice generale ale metalelor
Agenți reducători puternici: Me 0 – nē → Me n +
Un număr de tensiuni caracterizează activitatea comparativă a metalelor în reacțiile redox în soluții apoase.
I. Reacţiile metalelor cu nemetale
1) Cu oxigen:
2Mg + O2 → 2MgO
2) Cu sulf:
Hg + S → HgS
3) Cu halogeni:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Cu azot:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Cu fosfor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Cu hidrogen (reacționează doar metalele alcaline și alcalino-pământoase):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H2 → CaH2
II. Reacțiile metalelor cu acizii
1) Metalele din seria de tensiune electrochimică până la H reduc acizii neoxidanți la hidrogen:
Mg + 2HCI → MgCI2 + H2
2Al+ 6HCI → 2AlCI3 + 3H2
6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2
2) Cu acizi oxidanți:
Când acidul azotic de orice concentrație și acidul sulfuric concentrat interacționează cu metalele Hidrogenul nu se eliberează niciodată!
Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O
2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Interacțiunea metalelor cu apa
1) Activul (metale alcaline și alcalino-pământoase) formează o bază solubilă (alcali) și hidrogen:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca+ 2H2O → Ca(OH)2 + H2
2) Metalele cu activitate medie sunt oxidate de apă atunci când sunt încălzite la un oxid:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inactiv (Au, Ag, Pt) - nu reacționează.
IV. Înlocuirea metalelor mai puțin active cu metale mai active din soluțiile sărurilor lor:
Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
În industrie, adesea folosesc nu metale pure, ci amestecuri ale acestora - aliaje, în care proprietățile benefice ale unui metal sunt completate de proprietățile benefice ale altuia. Astfel, cuprul are duritate scăzută și nu este potrivit pentru fabricarea pieselor de mașini, în timp ce aliajele de cupru și zinc ( alamă) sunt deja destul de dure și sunt utilizate pe scară largă în inginerie mecanică. Aluminiul are ductilitate mare și ușurință suficientă (densitate scăzută), dar este prea moale. Pe baza acestuia se prepară un aliaj cu magneziu, cupru și mangan - duraluminiu (duralumin), care, fără a pierde proprietăți utile aluminiu, capătă duritate mare și devine potrivit pentru construcția aeronavelor. Aliajele de fier cu carbon (și aditivii altor metale) sunt larg cunoscute fontăȘi oţel.
Metalele libere sunt restauratori. Cu toate acestea, unele metale au reactivitate scăzută datorită faptului că sunt acoperite peliculă de oxid de suprafață, V grade diferite rezistent la reactivi chimici precum apa, solutii de acizi si alcali.
De exemplu, plumbul este întotdeauna acoperit cu o peliculă de oxid; tranziția lui în soluție necesită nu numai expunerea la un reactiv (de exemplu, acid azotic diluat), ci și încălzire. Filmul de oxid de pe aluminiu previne reacția acestuia cu apa, dar este distrus de acizi și alcalii. Film de oxid liber (rugini), formată pe suprafața fierului în aer umed, nu interferează cu oxidarea ulterioară a fierului.
Sub influenta concentrat acizii se formează pe metale durabil peliculă de oxid. Acest fenomen se numește pasivare. Deci, în concentrat acid sulfuric metale precum Be, Bi, Co, Fe, Mg și Nb sunt pasivate (și apoi nu reacţionează cu acidul), iar în acid azotic concentrat - metalele A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th și U.
Atunci când interacționează cu agenții de oxidare în soluții acide, majoritatea metalelor se transformă în cationi, a căror sarcină este determinată de starea de oxidare stabilă. a acestui elementîn compuși (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ și Fe 3+)
Reducerea activității metalelor în soluție acidă transmise de o serie de tensiuni. Majoritatea metalelor sunt transferate în soluție cu acizi clorhidric și sulfuric diluat, dar Cu, Ag și Hg - numai cu acizi sulfuric (concentrat) și azotic, iar Pt și Au - cu „vodcă regia”.
Coroziunea metalelor
O proprietate chimică nedorită a metalelor este distrugerea lor activă (oxidarea) la contactul cu apa și sub influența oxigenului dizolvat în aceasta. (coroziune cu oxigen). De exemplu, coroziunea produselor din fier în apă este larg cunoscută, în urma căreia se formează rugina și produsele se sfărâmă în pulbere.
Coroziunea metalelor apare și în apă datorită prezenței gazelor dizolvate CO 2 și SO 2; se creează un mediu acid, iar cationii H + sunt înlocuiți de metale active sub formă de hidrogen H 2 ( coroziunea cu hidrogen).
Zona de contact dintre două metale diferite poate fi deosebit de corozivă ( coroziunea de contact). Un cuplu galvanic are loc între un metal, de exemplu Fe, și un alt metal, de exemplu Sn sau Cu, pus în apă. Fluxul de electroni merge de la metalul mai activ, care se află la stânga în seria de tensiune (Re), la metalul mai puțin activ (Sn, Cu), iar metalul mai activ este distrus (corodat).
Aceasta este ceea ce face ca suprafața din cositor să ruginească. conserve(fier de călcat acoperit cu tablă) atunci când este depozitat într-o atmosferă umedă și manipulat cu neatenție (fierul de călcat se deteriorează rapid după ce apare chiar și o mică zgârietură, permițând fierului de călcat să intre în contact cu umezeala). Dimpotrivă, suprafața zincată a unei găleți de fier nu ruginește mult timp, deoarece chiar dacă există zgârieturi, nu fierul este cel care corodează, ci zincul (un metal mai activ decât fierul).
Rezistența la coroziune pentru un metal dat crește atunci când este acoperit cu un metal mai activ sau atunci când acestea sunt topite; Astfel, acoperirea fierului cu crom sau realizarea unui aliaj de fier și crom elimină coroziunea fierului. Fier și oțel cromat care conțin crom ( oţel inoxidabil), au rezistență ridicată la coroziune.
electrometalurgie, adică obținerea de metale prin electroliza topiturii (pentru metalele cele mai active) sau a soluțiilor sărate;
pirometalurgia, adică recuperarea metalelor din minereuri la temperaturi ridicate (de exemplu, producția de fier în procesul de furnal);
hidrometalurgie, adică separarea metalelor din soluțiile sărurilor lor de către metale mai active (de exemplu, producerea de cupru dintr-o soluție de CuSO4 prin acțiunea zincului, fierului sau aluminiului).
Metalele native se găsesc uneori în natură (exemplele tipice sunt Ag, Au, Pt, Hg), dar mai des metalele se găsesc sub formă de compuși ( minereuri metalice). Metalele variază în abundență în scoarța terestră: de la cele mai comune - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) la cele mai rare - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
PROPRIETĂȚI CHIMICE ALE METALELOR
În funcție de proprietățile lor chimice, metalele sunt împărțite în:1 )Activ (metale alcaline și alcalino-pământoase, Mg, Al, Zn etc.)
2) Metaleleactivitate medie (Fe, Cr, Mn, etc.) ;
3 ) Scăzut activ (Cu, Ag)
4) Metale nobile – Au, Pt, Pd etc.
În reacții există doar agenți reducători. Atomii de metal renunță cu ușurință la electronii din stratul de electroni exterior (și unii din exterior), transformându-se în ioni pozitivi. Stari de oxidare posibile ale lui Me Cel mai mic 0,+1,+2,+3 Cel mai mare +4,+5,+6,+7,+8
1. INTERACȚIUNEA CU NEMETALELE
1. CU HIDROGEN
Metalele din grupele IA și IIA reacționează când sunt încălzite, cu excepția beriliului. Substanțe solide instabile se formează hidruri, alte metale nu reacţionează.
2K + H₂ = 2KH (hidrură de potasiu)
Ca + H2 = CaH2
2. CU OXIGEN
Toate metalele reacționează, cu excepția aurului și a platinei. Reacția cu argintul are loc când temperaturi mari, dar oxidul de argint(II) practic nu se formează, deoarece este instabil termic. Metale alcalineîn condiții normale formează oxizi, peroxizi, superoxizi (litiu - oxid, sodiu - peroxid, potasiu, cesiu, rubidiu - superoxid
4Li + O2 = 2Li2O (oxid)
2Na + O2 = Na2O2 (peroxid)
K+O2=KO2 (superoxid)
Metalele rămase din subgrupele principale în condiții normale formează oxizi cu o stare de oxidare egală cu numărul grupului 2Ca+O2=2CaO
2Ca+O2=2CaO
Metalele subgrupurilor secundare formează oxizi în condiții normale și atunci când sunt încălzite, oxizi cu diferite grade de oxidare și fier - fier Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (roșu) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (negru);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
3. CU HALOGEN
halogenuri (fluoruri, cloruri, bromuri, ioduri). Substanțele alcaline se aprind în condiții normale cu F, Cl, Br:
2Na + Cl2 = 2NaCl (clorura)
Pământurile alcalino-pământoase și aluminiul reacționează în condiții normale:
CUa+Cl2=CUaCl2
2Al+3CI2 = 2AlCI3
Metale ale subgrupurilor secundare la temperaturi ridicate
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 clorură ferică (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(nu există iodură de cupru (+2)!)
4. INTERACȚIUNEA CU SULFUL
la încălzire, chiar și cu metale alcaline, cu mercur în condiții normale. Toate metalele reacționează, cu excepția aurului și a platinei
Cugri – sulfuri: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfură)
CUa+S=CUla fel de(sulfură) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (negru)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERACȚIUNEA CU FOSFORUL ȘI AZOTUL
apare la încălzire (excepție: litiu cu azot în condiții normale):
cu fosfor – fosfuri: 3Ca + 2 P=Ca3P2,
Cu azot - nitruri 6Li + N2 = 3Li2N (nitrură de litiu) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitrură de magneziu) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯²N₂¯²N
6. INTERACȚIUNEA CU CARBONUL ȘI SILICUL
apare la încălzire:
Cu carbonul se formează carburile.Cu carbonul reacţionează doar cele mai active metale. Din metalele alcaline, carburile formează litiu și sodiu; potasiul, rubidiul, cesiul nu interacționează cu carbonul:
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Metalele - elementele d formează compuși de compoziție nestoichiometrică cu carbon, cum ar fi soluțiile solide: WC, ZnC, TiC - sunt folosite pentru a produce oțeluri superdure.
cu siliciu – siliciuri: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. INTERACȚIUNEA METALELOR CU APA:
Metalele care vin înaintea hidrogenului în seria tensiunii electrochimice reacționează cu apa.Metalele alcaline și alcalino-pământoase reacţionează cu apa fără încălzire, formând hidroxizi solubili (alcaline) și hidrogen, aluminiu (după distrugerea peliculei de oxid - amalgiare), magneziu când sunt încălzite, formând baze insolubile și hidrogen .
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
CUa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Alte metale reacţionează cu apa numai în stare fierbinte, formând oxizi (fier - sol de fier)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 CU OXIGEN ȘI APA
În aer, fierul și cromul se oxidează ușor în prezența umezelii (rugină)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. INTERACȚIUNEA METALELOR CU OXIZI
Metalele (Al, Mg, Ca), reduc nemetalele sau metalele mai puțin active din oxizii lor la temperaturi ridicate → metal și oxid nemetalic sau slab activ (termia de calciu, termia de magneziu, aluminotermia)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (termit) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = Zn + CO2 = Zn + CO2 = Zn + CO2 + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
10. CU OXIZI
Metalele fier și crom reacţionează cu oxizii, reducând starea de oxidare
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. INTERACȚIA METALELOR CU ALCALII
Doar acele metale ai căror oxizi și hidroxizi au proprietăți amfotere interacționează cu alcalii (Zn, Al, Cr(III), Fe(III), etc. MELT → sare metalică + hidrogen.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (zincat de sodiu)
2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
SOLUȚIE → sare metalică complexă + hidrogen.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (tetrahidroxizincat de sodiu) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. INTERACȚIUNEA CU ACIZI (CU EXCEPȚIA HNO3 și H2SO4 (conc.)
Metalele care sunt la stânga hidrogenului în seria de tensiune electrochimică a metalelor îl înlocuiesc din acizii diluați → sare și hidrogen
Tine minte! Acidul azotic nu eliberează niciodată hidrogen atunci când interacționează cu metalele.
Mg + 2HCI = MgCI2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Cl3 + H2
13. REACȚII CU SARE
Metalele active înlocuiesc metalele mai puțin active din săruri. Recuperare din soluții:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
FeSO4 + Cu =REACȚIINU
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2+CUu
Recuperarea metalelor din sărurile topite
3Na+ AlCl3 = 3NaCl + Al
TiCI2 + 2Mg = MgCI2 +Ti
Metalele din grupa B reacţionează cu sărurile, scăzând starea de oxidare
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
Ecuații de reacție a raportului metalelor:
- a) la substanțe simple: oxigen, hidrogen, halogeni, sulf, azot, carbon;
- b) la substanţe complexe: apă, acizi, alcaline, săruri.
- Metalele includ elementele s din grupele I și II, toate elementele s, elementele p din grupa III (cu excepția borului), precum și staniul și plumbul (grupa IV), bismutul (grupa V) și poloniul (grupa VI). Majoritatea metalelor au 1-3 electroni la nivelul lor exterior de energie. Pentru atomii elementelor d, în anumite perioade, subnivelurile d ale stratului pre-exterior sunt umplute de la stânga la dreapta.
- Proprietăți chimice metale datorate structura caracteristicaînvelișurile lor de electroni exterioare.
Într-o perioadă, pe măsură ce sarcina nucleară crește, razele atomilor cu același număr de învelișuri de electroni scad. Atomii metalelor alcaline au cele mai mari raze. Cu cât raza unui atom este mai mică, cu atât mai multă energie ionizare, iar cu cât raza atomului este mai mare, cu atât energia de ionizare este mai mică. Deoarece atomii de metal au cele mai mari raze atomice, ei se caracterizează în principal prin valori scăzute ale energiei de ionizare și afinității electronilor. Metalele libere prezintă proprietăți exclusiv reducătoare.
3) Metalele formează oxizi, de exemplu:
Doar metalele alcaline și alcalino-pământoase reacţionează cu hidrogenul, formând hidruri:
Metalele reacţionează cu halogenii, formând halogenuri, cu sulf - sulfuri, cu azot - nitruri, cu carbon - carburi.
Odată cu creșterea valorii algebrice a potențialului electrod standard al unui metal E 0 din seria de tensiune, capacitatea metalului de a reacționa cu apa scade. Astfel, fierul reacţionează cu apa doar la temperaturi foarte ridicate:
Metalele cu un potențial de electrod standard pozitiv, adică cele care stau după hidrogen în seria de tensiune, nu reacționează cu apa.
Reacțiile metalelor cu acizii sunt caracteristice. Metale cu valoare negativă E 0 înlocuieşte hidrogenul din soluţiile de HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4 etc.
Un metal cu o valoare E0 mai mică înlocuiește un metal cu o valoare E0 mai mare din soluțiile de sare:
Cei mai importanți compuși de calciu obținuți industrial, proprietățile lor chimice și metodele de producție.
Oxidul de calciu CaO se numește var nestins. Se obține prin arderea calcarului CaC0 3 --> CaO + CO, la o temperatură de 2000° C. Oxidul de calciu are proprietățile unui oxid bazic:
a) reacționează cu apa eliberând o cantitate mare de căldură:
CaO + H20 = Ca (OH)2 (var stins).
b) reacționează cu acizii formând sare și apă:
CaO + 2HCI = CaCI2 + H2O
CaO + 2H + = Ca2+ + H2O
c) reacționează cu oxizii acizi pentru a forma o sare:
CaO + CO2 = CaCO3
Hidroxidul de calciu Ca(OH) 2 este utilizat sub formă de var stins, lapte de var și apă de var.
Laptele de var este o suspensie formata prin amestecarea excesului de var stins cu apa.
Apa de var este o soluție limpede obținută prin filtrarea laptelui de var. Folosit în laborator pentru a detecta monoxidul de carbon (IV).
Ca(OH)2 + CO2 = CaC03 + H2O
Cu trecerea prelungită a monoxidului de carbon (IV), soluția devine transparentă, pe măsură ce se formează o sare acidă, solubilă în apă:
CaCO3 + CO2 + H20 = Ca(HCO3)2
Dacă soluția transparentă rezultată de bicarbonat de calciu este încălzită, atunci turbiditatea apare din nou, ca precipitat de CaC03.
Scopul lucrării: familiarizați-vă practic cu proprietățile chimice caracteristice ale metalelor de diferite activități și compușii acestora; studiază caracteristicile metalelor cu proprietăți amfotere. Reacțiile redox sunt egalizate folosind metoda echilibrului electron-ion.
Partea teoretică
Proprietățile fizice ale metalelor. În condiții normale, toate metalele, cu excepția mercurului, sunt substanțe solide care diferă puternic în gradul de duritate. Metalele, fiind conductoare de primul fel, au o conductivitate electrică și termică ridicată. Aceste proprietăți sunt asociate cu structura rețelei cristaline, în nodurile căreia se află ioni metalici, între care se mișcă electronii liberi. Transferul de energie electrică și căldură are loc datorită mișcării acestor electroni.
Proprietățile chimice ale metalelor . Toate metalele sunt agenți reducători, adică În timpul reacțiilor chimice, ei pierd electroni și devin ioni încărcați pozitiv. Ca urmare, majoritatea metalelor reacţionează cu agenţi oxidanţi tipici, cum ar fi oxigenul, formând oxizi, care în cele mai multe cazuri acoperă suprafaţa metalelor într-un strat dens.
Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2
Mg-2=Mg +2
DESPRE 2 +4 =2О -2
Activitatea reducătoare a metalelor în soluții depinde de poziția metalului în seria de tensiuni sau de valoarea potențialului electrod al metalului (tabel).Cu cât este mai mic potențialul electrod al unui metal dat, cu atât este mai activ un agent reducător. este. Toate metalele pot fi împărțite în 3 grupe :
Metale active – de la începutul seriei de stres (adică de la Li) până la Mg;
Metale cu activitate intermediară de la Mg la H;
Metale slab active – de la H până la capătul seriei de tensiuni (la Au).
Metalele din grupa 1 interacționează cu apa (aceasta include în principal metale alcaline și alcalino-pământoase); Produșii de reacție sunt hidroxizi ai metalelor corespunzătoare și hidrogen, de exemplu:
2К°+2Н 2 O=2KOH+H 2 DESPRE
K°-=K + | 2
2H + +2 =H 2 0 | 1
Interacțiunea metalelor cu acizii
Toți acizii fără oxigen (HCl clorhidric, HBr bromhidric etc.), precum și unii acizi care conțin oxigen (acid sulfuric diluat H 2 SO 4, acid fosforic H 3 PO 4, acid acetic CH 3 COOH etc.) reacționează cu grupele de metale 1 și 2 care stau în seria de tensiune până la hidrogen. În acest caz, se formează sarea corespunzătoare și se eliberează hidrogen:
Zn+ H 2 ASA DE 4 = ZnSO 4 + H 2
Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1
2H + +2 =H 2 ° | 1
Acidul sulfuric concentrat oxidează metalele din grupele 1, 2 și parțial 3 (până la Ag inclusiv) în timp ce se reduce la SO 2 - un gaz incolor cu miros înțepător, sulf liber precipitat sub formă de precipitat alb sau hidrogen sulfurat H 2 S - un gaz cu un miros de ouă putred Cu cât metalul este mai activ, cu atât sulful este mai redus, de exemplu:
| 1
| 8
Acidul azotic de orice concentrație oxidează aproape toate metalele, ducând la formarea de azotat din metalul corespunzător, apă și produsul de reducere N +5 (NO 2 - gaz maro cu miros înțepător, NO - gaz incolor cu miros înțepător, N 2 O - gaz cu miros narcotic, N 2 este un gaz inodor, NH 4 NO 3 este o soluție incoloră). Cu cât metalul este mai activ și cu cât acidul este mai diluat, cu atât mai mult azot este redus în acid azotic.
Reacționează cu alcalii amfoter metale aparținând în principal grupei 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb etc.). Reacția are loc prin topirea metalelor cu alcalii:
Pb+2 NaOH= N / A 2 PbO 2 +H 2
Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1
2H + +2 =H 2 ° | 1
sau atunci când interacționează cu o soluție alcalină puternică:
Fi + 2NaOH + 2H 2 DESPRE = N / A 2 +H 2
Fii°-2=Fii +2 | 1
Metalele amfoterice formează oxizi amfoteri și, în consecință, hidroxizi amfoteri (reacționând cu acizi și alcalii pentru a forma săruri și apă), de exemplu:
sau sub formă ionică:
sau sub formă ionică:
Partea practică
Experiența nr. 1.Interacțiunea metalelor cu apa .
Luați o bucată mică de metal alcalin sau alcalino-pământos (sodiu, potasiu, litiu, calciu), care este depozitată într-un borcan cu kerosen, uscați-o bine cu hârtie de filtru și adăugați-o într-o cană de porțelan umplută cu apă. La sfârșitul experimentului, adăugați câteva picături de fenolftaleină și determinați mediul soluției rezultate.
Când magneziul reacționează cu apa, încălziți tubul de reacție pentru ceva timp pe o lampă cu alcool.
Experiența nr. 2.Interacțiunea metalelor cu acizii diluați .
Se toarnă 20 - 25 de picături de soluție 2N de acizi clorhidric, sulfuric și azotic în trei eprubete. Aruncați metale sub formă de fire, bucăți sau așchii în fiecare eprubetă. Observați fenomenele care au loc. Încălzește eprubetele în care nu se întâmplă nimic într-o lampă cu alcool până începe reacția. Mirosiți cu atenție eprubeta care conține acid azotic pentru a determina gazul eliberat.
Experiența nr. 3.Interacțiunea metalelor cu acizii concentrați .
Turnați 20 - 25 de picături de acizi concentrați azotic și sulfuric (atenție!) în două eprubete, coborâți metalul în ele și observați ce se întâmplă. Dacă este necesar, eprubetele pot fi încălzite într-o lampă cu alcool înainte de a începe reacția. Pentru a determina gazele eliberate, adulmecați cu atenție tuburile.
Experimentul nr. 4.Interacțiunea metalelor cu alcalii .
Se toarnă 20 - 30 de picături dintr-o soluție alcalină concentrată (KOH sau NaOH) într-o eprubetă și se adaugă metalul. Se încălzește ușor eprubeta. Observați ce se întâmplă.
Experienţă№5. Chitanță si proprietati hidroxizi metalici.
Se toarnă 15-20 de picături de sare din metalul corespunzător într-o eprubetă, se adaugă alcali până se formează un precipitat. Împărțiți sedimentul în două părți. Se toarnă o soluție de acid clorhidric într-o parte și o soluție alcalină în cealaltă. Notați observațiile, scrieți ecuații în forme moleculare, ionice complete și ionice scurte și trageți concluzii despre natura hidroxidului rezultat.
Proiectarea lucrării și concluzii
Scrieți ecuațiile de echilibru electron-ion pentru reacțiile redox, scrieți reacțiile de schimb ionic în forme moleculare și ion-moleculare.
În concluziile tale, scrie cărei grupe de activitate (1, 2 sau 3) aparține metalul pe care l-ai studiat și ce proprietăți - bazice sau amfoter - prezintă hidroxidul său. Justificați-vă concluziile.
Lucrare de laborator nr 11
Proprietăți generale ale metalelor.
Prezența electronilor de valență legați slab de nucleu determină proprietățile chimice generale ale metalelor. În reacțiile chimice ele acționează întotdeauna ca un agent reducător; substanțele metalice simple nu prezintă niciodată proprietăți oxidante.
Obținerea metalelor:
- reducerea de la oxizi cu carbon (C), monoxid de carbon(CO), hidrogen (H2) sau un metal mai activ (Al, Ca, Mg);
- reducerea din solutii sarate cu un metal mai activ;
- electroliza solutiilor sau topiturii compusilor metalici - reducerea celor mai active metale (metale alcaline, alcalino-pamantoase si aluminiu) cu ajutorul curentului electric.
În natură, metalele se găsesc în principal sub formă de compuși; numai metalele cu activitate scăzută se găsesc sub formă substanțe simple(metale native).
Proprietățile chimice ale metalelor.
1. Interacțiunea cu substanțe simple, nemetale:
Majoritatea metalelor pot fi oxidate de nemetale precum halogeni, oxigen, sulf și azot. Dar majoritatea acestor reacții necesită preîncălzire pentru a începe. Ulterior, reacția poate continua cu eliberarea unei cantități mari de căldură, ceea ce duce la aprinderea metalului.
La temperatura camerei Reacțiile sunt posibile numai între metalele cele mai active (alcaline și alcalino-pământoase) și cele mai active nemetale (halogeni, oxigen). Metalele alcaline (Na, K) reacţionează cu oxigenul pentru a forma peroxizi şi superoxizi (Na2O2, KO2).
a) interacţiunea metalelor cu apa.
La temperatura camerei, metalele alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu apa. Ca rezultat al reacției de substituție, se formează alcali (bază solubilă) și hidrogen: Metal + H2O = Me(OH) + H2
Când sunt încălzite, alte metale care se află la stânga hidrogenului în seria de activități interacționează cu apa. Magneziul reactioneaza cu apa clocotita, aluminiul - dupa prelucrare specială suprafețele, ca urmare, se formează baze insolubile - hidroxid de magneziu sau hidroxid de aluminiu - și se eliberează hidrogen. Metalele din seria de activități de la zinc (inclusiv) la plumb (inclusiv) interacționează cu vaporii de apă (adică peste 100 C) și se formează oxizi ai metalelor corespunzătoare și hidrogen.
Metalele situate în seria de activitate din dreapta hidrogenului nu interacționează cu apa.
b) interacțiunea cu oxizii:
metalele active reacţionează prin reacţie de substituţie cu oxizi ai altor metale sau nemetale, reducându-le la substanţe simple.
c) interacțiunea cu acizii:
Metalele situate în seria de activitate din stânga hidrogenului reacţionează cu acizii pentru a elibera hidrogen şi formează sarea corespunzătoare. Metalele situate în seria de activitate din dreapta hidrogenului nu interacționează cu soluțiile acide.
Un loc aparte îl ocupă reacțiile metalelor cu acizii azotic și sulfuric concentrat. Toate metalele cu excepția celor nobile (aur, platină) pot fi oxidate de acești acizi oxidanți. Aceste reacții vor produce întotdeauna sărurile corespunzătoare, apă și produsul de reducere al azotului sau respectiv al sulfului.
d) cu alcalii
Metalele care formează compuși amfoteri (aluminiu, beriliu, zinc) sunt capabile să reacționeze cu topituri (în acest caz se formează săruri medii aluminați, berilați sau zincați) sau cu soluții alcaline (în acest caz se formează sărurile complexe corespunzătoare). Toate reacțiile vor produce hidrogen.
e) În conformitate cu poziția metalului în seria de activități, sunt posibile reacții de reducere (deplasare) a unui metal mai puțin activ dintr-o soluție a sării sale cu un alt metal mai activ. Ca rezultat al reacției, se formează o sare a unui metal mai activ și o substanță simplă - un metal mai puțin activ.
Proprietăți generale ale nemetalelor.
Există mult mai puține nemetale decât metale (22 de elemente). Cu toate acestea, chimia nemetalelor este mult mai complexă datorită ocupării mai mari a nivelului de energie exterior al atomilor lor.
Proprietățile fizice ale nemetalelor sunt mai diverse: printre acestea se numără gaze (fluor, clor, oxigen, azot, hidrogen), lichide (brom) și solide, foarte diferite unele de altele ca punct de topire. Majoritatea nemetalelor nu conduc electricitate, dar siliciul, grafitul, germaniul au proprietăți semiconductoare.
Nemetale gazoase, lichide și unele solide (iodul) au o structură moleculară a unei rețele cristaline, alte nemetale au o rețea cristalină atomică.
Fluor, clor, brom, iod, oxigen, azot și hidrogen în conditii normale există sub formă de molecule diatomice.
Multe elemente nemetalice formează mai multe modificări alotropice ale substanțelor simple. Deci oxigenul are două modificări alotropice - oxigenul O2 și ozonul O3, sulful are trei modificări alotrope - sulf ortorombic, plastic și monoclinic, fosforul are trei modificări alotropice - fosfor roșu, alb și negru, carbon - șase modificări alotrope - funingine, grafit, diamant , carbyne, fullerene, grafen.
Spre deosebire de metale, care prezintă doar proprietăți reducătoare, nemetalele, în reacții cu substanțe simple și complexe, pot acționa atât ca agent reducător, cât și ca agent oxidant. După activitatea lor, nemetalele ocupă un anumit loc în seria electronegativității. Fluorul este considerat cel mai activ non-metal. Prezintă numai proprietăți oxidante. Pe locul doi în activitate se află oxigenul, pe al treilea se află azotul, apoi halogenii și alte nemetale. Hidrogenul are cea mai scăzută electronegativitate dintre nemetale.
Proprietățile chimice ale nemetalelor.
1. Interacțiunea cu substanțe simple:
Nemetalele interacționează cu metalele. În astfel de reacții, metalele acționează ca un agent reducător, iar nemetalele acționează ca un agent de oxidare. Ca rezultat al reacției compusului, se formează compuși binari - oxizi, peroxizi, nitruri, hidruri, săruri ale acizilor fără oxigen.
În reacțiile nemetalelor între ele, nemetalul mai electronegativ prezintă proprietățile unui agent oxidant, iar cel mai puțin electronegativ prezintă proprietățile unui agent reducător. Reacția compusă produce compuși binari. Trebuie amintit că nemetalele pot prezenta diferite stări de oxidare în compușii lor.
2. Interacțiunea cu substanțe complexe:
a) cu apa:
În condiții normale, numai halogenii interacționează cu apa.
b) cu oxizi de metale și nemetale:
Multe nemetale pot reacționa la temperaturi ridicate cu oxizii altor nemetale, reducându-le la substanțe simple. Nemetalele care se află în stânga sulfului în seria electronegativității pot interacționa și cu oxizii metalici, reducând metalele la substanțe simple.
c) cu acizi:
Unele nemetale pot fi oxidate cu acizi sulfuric sau azotic concentrați.
d) cu alcalii:
Sub influența alcalinelor, unele nemetale pot suferi dismutări, fiind atât un agent oxidant, cât și un agent reducător.
De exemplu, în reacția halogenilor cu soluții alcaline fără încălzire: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O sau cu încălzire: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) cu săruri:
Când interacționează, sunt agenți oxidanți puternici și prezintă proprietăți reducătoare.
Halogenii (cu excepția fluorului) intră în reacții de substituție cu soluții de săruri ale acizilor hidrohalici: un halogen mai activ înlocuiește un halogen mai puțin activ din soluția de sare.