Šema interakcije metala sa složenim supstancama. Fizička i hemijska svojstva metala

Interakcija metala sa jednostavnim oksidantima. Odnos metala i vode, vodenih rastvora kiselina, lužina i soli. Uloga oksidnog filma i oksidacijskih proizvoda. Interakcija metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom.

Metali uključuju sve s-, d-, f-elemente, kao i p-elemente koji se nalaze u donjem dijelu periodnog sistema od dijagonale povučene od bora do astatina. U jednostavnim supstancama ovih elemenata ostvaruje se metalna veza. Atomi metala imaju malo elektrona u vanjskoj elektronskoj ljusci, u količini od 1, 2 ili 3. Metali pokazuju elektropozitivna svojstva i imaju nisku elektronegativnost, manju od dvije.

Metali su inherentni karakteristične karakteristike. To su čvrste supstance, teže od vode, metalnog sjaja. Metali imaju visoku toplotnu i električnu provodljivost. Karakteriše ih emisija elektrona pod uticajem različitih spoljašnjih uticaja: zračenje svetlošću, zagrevanje, ruptura (egzoelektronska emisija).

Glavna karakteristika metala je njihova sposobnost da doniraju elektrone atomima i ionima drugih supstanci. Metali su redukcioni agensi u velikoj većini slučajeva. I to je njihovo karakteristično hemijsko svojstvo. Razmotrimo omjer metala prema tipičnim oksidantima, koji uključuju jednostavne tvari - nemetale, vodu, kiseline. Tabela 1 daje informacije o odnosu metala prema jednostavnim oksidantima.

Tabela 1

Omjer metala i jednostavnih oksidacijskih sredstava

Svi metali reaguju sa fluorom. Izuzetak su aluminijum, gvožđe, nikl, bakar, cink u nedostatku vlage. Ovi elementi, kada u početnom trenutku reaguju sa fluorom, formiraju filmove fluora koji štite metale od dalje reakcije.

Pod istim uslovima i razlozima, gvožđe se pasivira u reakciji sa hlorom. U odnosu na kiseonik, ne formiraju se svi, već samo određeni broj metala zaštitne folije oksidi Prilikom prelaska s fluora na dušik (Tablica 1), oksidativna aktivnost se smanjuje, a time i sve veći broj metali se ne oksidiraju. Na primjer, samo litijum i zemnoalkalni metali reaguju sa dušikom.

Odnos metala prema vodi i vodenim rastvorima oksidacionih sredstava.

U vodenim rastvorima, redukcionu aktivnost metala karakteriše vrednost njegovog standardnog redoks potencijala. Iz čitavog niza standardnih redoks potencijala izdvaja se niz metalnih napona, koji je naveden u tabeli 2.

tabela 2

Raspon naponskih metala

Ova serija napona takođe pokazuje vrednosti elektrodnih potencijala vodonične elektrode u kiselim (pH=0), neutralnim (pH=7), alkalnim (pH=14) sredinama. Položaj određenog metala u seriji napona karakteriše njegovu sposobnost da se podvrgne redoks interakcijama u vodenim rastvorima na standardni uslovi. Metalni joni su oksidanti, a metali redukcioni agensi. Što se metal dalje nalazi u naponskom nizu, to su njegovi ioni snažniji kao oksidant u vodenoj otopini. Što je metal bliži početku serije, to je jači reduktor.

Metali su sposobni da se istiskuju jedan drugog iz rastvora soli. Smjer reakcije je određen njihovim relativnim položajem u nizu napona. Treba imati na umu da aktivni metali istiskuju vodonik ne samo iz vode, već i iz bilo koje vodene otopine. Stoga se međusobno istiskivanje metala iz rastvora njihovih soli dešava samo u slučaju metala koji se nalaze u seriji napona posle magnezijuma.

Svi metali su podeljeni u tri uslovne grupe, kao što je prikazano u sledećoj tabeli.

Tabela 3

Konvencionalna podjela metala

Interakcija sa vodom. Oksidacijsko sredstvo u vodi je vodikov jon. Dakle, samo oni metali čiji su standardni elektrodni potencijali niži od potencijala vodikovih jona u vodi mogu biti oksidirani vodom. Zavisi od pH okoline i jednak je

φ = -0,059rN.

U neutralnom okruženju (pH=7) φ = -0,41 V. Priroda interakcije metala sa vodom prikazana je u tabeli 4.

Metali sa početka serije, koji imaju potencijal znatno negativniji od -0,41 V, istiskuju vodonik iz vode. Ali magnezijum već istiskuje vodonik samo iz vruća voda. Obično metali koji se nalaze između magnezijuma i olova ne istiskuju vodonik iz vode. Na površini ovih metala formiraju se oksidni filmovi koji imaju zaštitni učinak.

Tabela 4

Interakcija metala sa vodom u neutralnom okruženju

Interakcija metala sa hlorovodoničnom kiselinom.

Oksidant u hlorovodonična kiselina je jon vodonika. Standardni elektrodni potencijal vodonikovog jona je nula. Stoga svi aktivni i srednje aktivni metali moraju reagirati s kiselinom. Pasivacija se dešava samo za olovo.

Tabela 5

Interakcija metala sa hlorovodoničnom kiselinom

Bakar se može otopiti u vrlo koncentrovanoj hlorovodoničnoj kiselini, uprkos činjenici da je niskoaktivan metal.

Interakcija metala sa sumpornom kiselinom odvija se različito i zavisi od njene koncentracije.

Interakcija metala s razrijeđenom sumpornom kiselinom. Interakcija s razrijeđenom sumpornom kiselinom odvija se na isti način kao i sa hlorovodoničnom kiselinom.

Tabela 6

Reakcija metala sa razblaženom sumpornom kiselinom

Razrijeđen sumporna kiselina oksidira sa svojim vodikovim jonom. On stupa u interakciju s onim metalima čiji su elektrodni potencijali niži od vodonika. Olovo se ne otapa u sumpornoj kiselini pri koncentraciji ispod 80%, budući da je sol PbSO 4 nastala interakcijom olova sa sumpornom kiselinom nerastvorljiva i stvara zaštitni film na površini metala.

Interakcija metala sa koncentriranom sumpornom kiselinom.

U koncentrovanoj sumpornoj kiselini, sumpor u oksidacionom stanju +6 deluje kao oksidaciono sredstvo. On je dio sulfatnog jona SO 4 2-. Stoga, koncentrirana kiselina oksidira sve metale čiji je standardni elektrodni potencijal manji od potencijala oksidirajućeg sredstva. Najviša vrijednost elektrodni potencijal u elektrodnim procesima koji uključuju sulfatni jon kao oksidacijski agens je 0,36 V. Kao rezultat toga, neki niskoaktivni metali također reagiraju s koncentriranom sumpornom kiselinom.

Za metale srednje aktivnosti (Al, Fe) dolazi do pasivizacije zbog stvaranja gustih oksidnih filmova. Kositar se oksidira u tetravalentno stanje da nastane kalaj(IV) sulfat:

Sn + 4 H 2 SO 4 (konc.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tabela 7

Reakcija metala sa koncentriranom sumpornom kiselinom

Olovo se oksidira u dvovalentno stanje da bi se formirao rastvorljivi olovo hidrogen sulfat. Živa se otapa u vrućoj koncentrovanoj sumpornoj kiselini da bi se formirala živa(I) i živa(II) sulfati. Čak se i srebro rastvara u kipućoj koncentrovanoj sumpornoj kiselini.

Treba imati na umu da što je metal aktivniji, to je dublji stepen redukcije sumporne kiseline. Kod aktivnih metala kiselina se reducira uglavnom na sumporovodik, iako su prisutni i drugi proizvodi. Na primjer

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ +4H 2 O;

4Zn +5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 = 4ZnSO 4 +H 2 S +4H 2 O.

Interakcija metala s razrijeđenom dušičnom kiselinom.

U dušičnoj kiselini dušik djeluje kao oksidant u oksidacijskom stanju +5. Maksimalna vrijednost elektrodnog potencijala za nitratni jon razrijeđene kiseline kao oksidacijskog sredstva je 0,96 V. Zbog ove velike vrijednosti dušična kiselina je jači oksidant od sumporne kiseline. To se može vidjeti iz činjenice da dušična kiselina oksidira srebro. Što je metal aktivniji i što je kiselina razrijeđena, to se kiselina dublje reducira.

Tabela 8

Reakcija metala s razrijeđenom dušičnom kiselinom

Interakcija metala s koncentriranom dušičnom kiselinom.

Koncentrirana dušična kiselina se obično reducira u dušikov dioksid. Interakcija koncentrovane azotne kiseline sa metalima prikazana je u tabeli 9.

Prilikom upotrebe kiseline u nedostatku i bez miješanja, aktivni metali je reduciraju u dušik, a metali srednje aktivnosti u ugljični monoksid.

Tabela 9

Reakcija koncentrirane dušične kiseline s metalima

Interakcija metala sa alkalnim rastvorima.

Metali se ne mogu oksidirati alkalijama. To je zbog činjenice da su alkalni metali jaka redukcijska sredstva. Stoga su njihovi ioni najslabiji oksidacijski agensi i ne pokazuju oksidirajuća svojstva u vodenim otopinama. Međutim, u prisustvu alkalija, oksidacijski učinak vode se manifestira u većoj mjeri nego u njihovom odsustvu. Zbog toga se u alkalnim otopinama metali oksidiraju vodom do hidroksida i vodika. Ako su oksid i hidroksid amfoterna jedinjenja, onda će se rastvoriti u alkalnoj otopini. Kao rezultat toga, pasivno čista voda metali snažno reaguju sa rastvorima alkalija.

Tabela 10

Interakcija metala sa alkalnim rastvorima

Proces rastvaranja je predstavljen u dvije faze: oksidacija metala vodom i otapanje hidroksida:

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

Metali označavaju grupu elemenata, koji su predstavljeni u obliku najjednostavnijih supstanci. Imaju karakteristična svojstva, a to su visoka električna i toplotna provodljivost, pozitivan temperaturni koeficijent otpora, visoka duktilnost i metalni sjaj.

Imajte na umu da od 118 hemijskih elemenata koji su otkriveni u ovog trenutka, metali treba da uključuju:

• među grupom zemnoalkalnih metala ima 6 elemenata;
• među alkalnim metalima postoji 6 elemenata;
• među prelaznim metalima 38;
• u grupi lakih metala 11;
• Među polumetalima postoji 7 elemenata,
• 14 među lantanidima i lantanom,
• 14 u grupi aktinida i morskih anemona,
• Berilijum i magnezijum su izvan definicije.

Na osnovu toga, 96 elemenata je klasifikovano kao metali. Pogledajmo pobliže s čime metali reagiraju. Budući da većina metala ima mali broj elektrona od 1 do 3 na vanjskom elektronskom nivou, u većini svojih reakcija mogu djelovati kao redukcijski agensi (to jest, predaju svoje elektrone drugim elementima).

Reakcije sa najjednostavnijim elementima

• Osim zlata i platine, apsolutno svi metali reaguju sa kiseonikom. Imajte na umu da se reakcija odvija sa srebrom na visokim temperaturama, ali srebro(II) oksid se ne formira na normalnim temperaturama. Ovisno o svojstvima metala, oksidi, superoksidi i peroksidi nastaju kao rezultat reakcije s kisikom.

Evo primjera svakog hemijskog obrazovanja:

1. litijum oksid – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
2. kalijum superoksid – K+O 2 =KO 2;
3. natrijum peroksid – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Da bi se iz peroksida dobio oksid, mora se reducirati istim metalom. Na primjer, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Kod metala sa niskim i srednjim djelovanjem, slična reakcija će se dogoditi samo pri zagrijavanju, na primjer: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

• Metali mogu reagirati s dušikom samo s aktivnim metalima, ali kada sobnoj temperaturi Samo litijum može da interaguje, formirajući nitride - 6Li+N 2 =2Li 3 N, međutim, kada se zagreje, dolazi do sledeće hemijske reakcije: 2Al+N2 =2AlN, 3Ca+N2 =Ca3N2.
• Apsolutno svi metali reaguju sa sumporom, kao i sa kiseonikom, osim zlata i platine. Imajte na umu da željezo može reagirati samo kada se zagrije sa sumporom, formirajući sulfid: Fe+S=FeS
• Samo aktivni metali mogu reagirati s vodonikom. To uključuje metale grupa IA i IIA, osim berilija. Takve reakcije se mogu dogoditi samo kada se zagriju, stvarajući hidride.

  Pošto se oksidaciono stanje vodika smatra 1, onda su metali u? u ovom slučaju deluju kao redukcioni agensi: 2Na+H 2 =2NaH.

• Najaktivniji metali također reagiraju s ugljikom. Kao rezultat ove reakcije nastaju acetilenidi ili metanidi.

Razmotrimo koji metali reagiraju s vodom i što proizvode kao rezultat ove reakcije? Acetileni će, kada reagiraju s vodom, dati acetilen, a metan će se dobiti kao rezultat reakcije vode sa metanidima. Evo primjera ovih reakcija:

1. Acetilen – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Metan - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2.

Reakcija kiselina sa metalima

Metali također mogu različito reagirati s kiselinama. Sa svim kiselinama reaguju samo oni metali koji su u nizu elektrohemijske aktivnosti metala do vodonika.

Navedimo primjer supstitucijske reakcije koja pokazuje s čime metali reagiraju. Na drugi način, ova reakcija se naziva redoks: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Neke kiseline također mogu stupiti u interakciju s metalima koji dolaze nakon vodonika: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Imajte na umu da takva razrijeđena kiselina može reagirati s metalom prema klasičnoj shemi datoj u nastavku: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.

U hemijskim reakcijama metali djeluju kao redukcioni agensi i povećavaju oksidacijsko stanje, pretvarajući se iz jednostavnih tvari u katione.

Hemijska svojstva metala variraju u zavisnosti od hemijske reaktivnosti metala. Prema njihovoj aktivnosti u vodenim rastvorima, metali se nalaze u serije napona.

U ovoj seriji, koju je sastavio ruski hemičar N.N. Beketov, nemetalni vodonik je takođe uključen. Aktivnost metala opada s lijeva na desno:

Zapamtite! Metali u EC seriji nakon vodonika nazivaju se neaktivni metali.

Metali koji se nalaze u EC seriji do aluminijuma nazivaju se visoko aktivnim ili aktivnim metalima.

Opća hemijska svojstva metala

1) Mnogi metali reaguju sa tipičnim nemetali– halogeni, kiseonik, sumpor. U ovom slučaju nastaju hloridi, oksidi, sulfidi i druga binarna jedinjenja, redom:

Neki metali formiraju nitride sa dušikom;

Sa sumporom, metali formiraju sulfide - soli hidrosulfidne kiseline;

sa vodonikom, najaktivniji metali formiraju jonske hidride (binarna jedinjenja u kojima vodonik ima oksidaciono stanje -1);

Sa kisikom većina metala stvara okside - amfoterne i bazične. Glavni proizvod sagorevanja natrijuma je $Na_2O_2$ peroksid; a kalijum i cezijum sagorevaju da bi formirali superokside $MeO_2$.

2) Treba obratiti pažnju na posebnosti interakcije metala sa voda:

Aktivni metali, koji se nalaze u nizu aktivnosti metala do Mg (uključivo), reaguju sa vodom i formiraju alkalije i vodonik: $Ca + 2H_2O = Ca(OH)_2 + H_2\uparrow$

Reaktivni metali (kao što su natrij i litijum) reagiraju eksplozivno s vodom.

Metali srednje aktivnostioksidira se vodom kada se zagrije u oksid:

$6Cr + 6H_2O \xrightarrow(t, ^\circ C) 2Cr_2O_3 + 3H_2\uparrow$

Neaktivanmetali (Au, Ag, Pt) - ne reaguju sa vodom.

$\hspace(1.5cm) \xrightarrow () MOH +H_2\uparrow$ aktivni metali (do Al)

$H_2O + M \xrightarrow () \hspace(1cm) \ne \hspace(1cm)$ neaktivni metali (nakon H)

Interakcija metala sa vodom detaljnije je obrađena u temama posvećenim hemiji pojedinih grupa.

3) Sa razblaženim kiseline metali prisutni u ECR-u prije reagovanja vodonika: dolazi do reakcije supstitucije sa stvaranjem soli i plinovitog vodonika. U ovom slučaju, kiselina pokazuje oksidirajuća svojstva zbog prisustva vodikovog kationa:

$\mathrm(Mg) + 2\mathrm(HCl) = \mathrm(MgCl)_2 + \mathrm(H)_2$

4) Interakcija azotne kiseline(bilo koja koncentracija) i koncentrovane sumporne kiseline nastavlja sa stvaranjem drugih proizvoda: pored soli i vodika, u ovim reakcijama se oslobađa produkt redukcije sumporne (ili dušične) kiseline. Za više informacija pogledajte temu „Interakcija dušične kiseline s metalima i nemetalima.

Zapamtite! Svi metali u nizu lijevo od vodonika istiskuju ga iz razrijeđenih kiselina, a metali koji se nalaze desno od vodonika ne reagiraju s kiselim otopinama (izuzetak je dušična kiselina).

5) Aktivnost metala takođe utiče na mogućnost protoka jednostavne metalne supstance sa oksidom ili solju drugog metala. Metal istiskuje manje aktivne metale iz soli koje se nalaze desno od njega u naponskom nizu.

Zapamtite! Da bi se reakcija odvijala između metala i soli drugog metala, neophodno je da soli, kako one koje ulaze u reakciju, tako i one koje nastaju tokom nje, budu rastvorljive u vodi. Metal istiskuje samo slabiji metal iz soli.

Na primjer, željezo je pogodno za istiskivanje bakra iz vodene otopine bakrenog sulfata,

$\mathrm(CuSO)_4 + \mathrm(Fe) = \mathrm(FeSO)_4 + \mathrm(Cu)$

ali olovo nije prikladno - jer stvara nerastvorljiv sulfat. Ako umočite komad olova u otopinu bakar sulfata, površina metala će se prekriti tanki sloj sulfata i reakcija će prestati

$\mathrm(CuSO)_4 + \mathrm(Pb) = \mathrm(PbSO)_4\downarrow + \mathrm(Cu)$

Drugi primjer: cink lako istiskuje srebro iz otopine srebrnog nitrata, ali reakcija cinka sa suspenzijom srebrnog sulfida, koji je netopiv u vodi, praktički se ne događa.

Opća hemijska svojstva metala su sažeta u tabeli:

Ako u periodnoj tablici elemenata D.I. Mendeljejeva povučemo dijagonalu od berilija do astatina, tada će dolje lijevo duž dijagonale biti metalni elementi (oni također uključuju elemente bočnih podgrupa, označenih plavom bojom), a u gornjem desnom dijelu -. nemetalni elementi (istaknuti žuta). Elementi koji se nalaze u blizini dijagonale - polumetali ili metaloidi (B, Si, Ge, Sb, itd.) imaju dvostruki karakter (istaknuti ružičastom bojom).

Kao što se može vidjeti sa slike, velika većina elemenata su metali.

Po svojoj hemijskoj prirodi, metali su hemijski elementi, čiji atomi daju elektrone sa spoljašnjih ili pre-eksternih energetskih nivoa, formirajući pozitivno nabijene jone.

Gotovo svi metali imaju relativno velike radijuse i mali broj elektrona (od 1 do 3) na vanjskom energetskom nivou. Metale karakteriziraju niske vrijednosti elektronegativnosti i redukciona svojstva.

Najtipičniji metali se nalaze na početku perioda (počevši od drugog), zatim s lijeva na desno metalna svojstva slabe. U grupi od vrha do dna, metalna svojstva se povećavaju kako se radijus atoma povećava (zbog povećanja broja energetskih nivoa). To dovodi do smanjenja elektronegativnosti (sposobnosti privlačenja elektrona) elemenata i povećanja redukcijskih svojstava (sposobnost doniranja elektrona drugim atomima u kemijskim reakcijama).

Tipično metali su s-elementi (elementi IA grupe od Li do Fr. elementi PA grupe od Mg do Ra). Opća elektronska formula njihovih atoma je ns 1-2. Karakteriziraju ih oksidacijska stanja + I i + II, respektivno.

Mali broj elektrona (1-2) na vanjskom energetskom nivou tipičnih metalnih atoma znači da se ovi elektroni lako gube i pokazuju jaka redukciona svojstva, što se odražava u niskim vrijednostima elektronegativnosti. To implicira ograničena hemijska svojstva i metode dobijanja tipičnih metala.

Karakteristična karakteristika tipičnih metala je sklonost njihovih atoma da formiraju katione i ionske hemijske veze sa atomima nemetala. Jedinjenja tipičnih metala sa nemetalima su jonski kristali "metalaniona nemetala", na primjer K + Br -, Ca 2+ O 2-. Kationi tipičnih metala su takođe uključeni u jedinjenja sa kompleksnim anjonima - hidroksidi i soli, na primer Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

Metali A-grupe koji formiraju amfoternu dijagonalu u periodnom sistemu Be-Al-Ge-Sb-Po, kao i metali koji su im susjedni (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) ne pokazuju tipične metalne svojstva. Opća elektronska formula njihovih atoma ns 2 n.p. 0-4 uključuje veću raznolikost oksidacijskih stanja, veću sposobnost zadržavanja vlastitih elektrona, postepeno smanjenje njihove redukcijske sposobnosti i pojavu oksidacijske sposobnosti, posebno u visokim oksidacijskim stanjima (tipični primjeri su spojevi Tl III, Pb IV, Bi v) . Slično hemijsko ponašanje je karakteristično za većinu (d-elemente, tj. elemente B-grupe periodnog sistema (tipični primeri su amfoterni elementi Cr i Zn).

Ova manifestacija dualnosti (amfoternih) svojstava, i metalnih (baznih) i nemetalnih, je zbog prirode hemijska veza. U čvrstom stanju, spojevi atipičnih metala sa nemetalima sadrže pretežno kovalentne veze (ali manje jake od veza između nemetala). U rastvoru se ove veze lako kidaju, a jedinjenja se disociraju na jone (u celini ili delimično). Na primjer, metalni galij se sastoji od molekula Ga 2 u čvrstom stanju, hloridi aluminija i žive (II) AlCl 3 i HgCl 2 sadrže jake kovalentne veze, ali u otopini AlCl 3 gotovo potpuno disocira, a HgCl 2 - do; u vrlo maloj mjeri (a zatim u HgCl + i Cl - jone).

Opća fizička svojstva metala

Zbog prisustva slobodnih elektrona ("elektronski plin") u kristalnoj rešetki, svi metali pokazuju sljedeće karakteristične opće karakteristike:

1) Plastika- mogućnost lakog mijenjanja oblika, rastezanja u žicu i valjanja 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 do pozitivnog pola pod utjecajem male potencijalne razlike. Kada se zagrije, električna provodljivost se smanjuje, jer sa povećanjem temperature, vibracije atoma i jona u čvorovima se povećavaju kristalna rešetka, što otežava usmjereno kretanje "elektronskog plina".

4) Toplotna provodljivost. To je uzrokovano velikom pokretljivošću slobodnih elektrona, zbog čega se temperatura brzo izjednačava u odnosu na masu metala. Najveću toplotnu provodljivost imaju bizmut i živa.

5) Tvrdoća. Najtvrđi je hrom (seče staklo); najmekši alkalni metali - kalijum, natrijum, rubidijum i cezijum - seku se nožem.

6) Gustina.Što je manja atomska masa metala i veći radijus atoma, to je manji. Najlakši je litijum (ρ=0,53 g/cm3); najteži je osmijum (ρ=22,6 g/cm3). Metali čija je gustina manja od 5 g/cm3 smatraju se „lakim metalima“.

7) Tačke topljenja i ključanja. Najtopljiviji metal je živa (mp = -39°C), najvatrostalniji metal je volfram (mp = 3390°C). Metali sa temperaturom topljenja iznad 1000°C smatraju se vatrostalnim, ispod – nisko topljivim.

Opća hemijska svojstva metala

Jaki redukcioni agensi: Me 0 – nē → Me n +

Brojni naponi karakteriziraju uporednu aktivnost metala u redoks reakcijama u vodenim otopinama.

I. Reakcije metala sa nemetalima

1) Sa kiseonikom:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Sa sumporom:
Hg + S → HgS

3) Sa halogenima:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Sa azotom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Sa fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Sa vodonikom (reaguju samo alkalni i zemnoalkalni metali):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reakcije metala sa kiselinama

1) Metali u elektrohemijskom naponskom nizu do H reduciraju neoksidirajuće kiseline u vodonik:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Sa oksidirajućim kiselinama:

Kada dušična kiselina bilo koje koncentracije i koncentrirana sumporna kiselina stupaju u interakciju s metalima Vodonik 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

III. Interakcija metala sa vodom

1) Aktivni (alkalni i zemnoalkalni metali) formiraju rastvorljivu bazu (alkaliju) i vodonik:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metali srednje aktivnosti oksidiraju se vodom kada se zagrije u oksid:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktivan (Au, Ag, Pt) - ne reaguje.

IV. Izmjenjivanje manje aktivnih metala aktivnijim metalima iz otopina njihovih soli:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

U industriji često koriste ne čiste metale, već njihove mješavine - legure, u kojem su korisna svojstva jednog metala dopunjena korisnim svojstvima drugog. Tako bakar ima malu tvrdoću i nije pogodan za izradu mašinskih delova, dok legure bakra i cinka ( mesing) su već prilično tvrdi i široko se koriste u mašinstvu. Aluminijum ima visoku duktilnost i dovoljnu lakoću (mala gustina), ali je previše mekan. Na osnovu nje se priprema legura sa magnezijumom, bakrom i manganom - duralumin (duralumin), koja bez gubitka korisna svojstva aluminijum, dobija visoku tvrdoću i postaje pogodan za konstrukciju aviona. Legure željeza sa ugljikom (i aditivi drugih metala) su nadaleko poznate liveno gvožde I čelika.

Slobodni metali su restauratori. Međutim, neki metali imaju nisku reaktivnost zbog činjenice da su obloženi površinski oksidni film, u različitom stepenu, otporan na hemijske reagense kao što su voda, rastvori kiselina i alkalija.

Na primjer, olovo je uvijek prekriveno oksidnim filmom, njegov prijelaz u otopinu zahtijeva ne samo izlaganje reagensu (na primjer, razrijeđenu dušičnu kiselinu), već i zagrijavanje. Oksidni film na aluminiju sprječava njegovu reakciju s vodom, ali ga uništavaju kiseline i lužine. Labav oksidni film (rđa), formiran na površini gvožđa u vlažnom vazduhu, ne ometa dalju oksidaciju gvožđa.

Pod uticajem koncentrirano na metalima nastaju kiseline održivo oksidni film. Ovaj fenomen se zove pasivizacija. Dakle, koncentrisano sumporna kiselina metali kao što su Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb se pasiviraju (i tada ne reaguju sa kiselinom), a u koncentrovanoj azotnoj kiselini - metali A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th i U.

Prilikom interakcije sa oksidantima u kiselim rastvorima, većina metala se pretvara u katjone, čiji je naboj određen stabilnim oksidacionim stanjem datog elementa u jedinjenjima (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ i Fe 3 +)

Redukciona aktivnost metala u kiseloj otopini prenosi se nizom naprezanja. Većina metala prelazi u rastvor sa hlorovodoničnom i razblaženom sumpornom kiselinom, ali Cu, Ag i Hg - samo sa sumpornom (koncentrovanom) i azotnom kiselinom, a Pt i Au - sa "regia vodkom".

Korozija metala

Nepoželjno hemijsko svojstvo metala je njihovo aktivno uništavanje (oksidacija) u kontaktu sa vodom i pod uticajem kiseonika otopljenog u njoj. (kiseonička korozija). Na primjer, nadaleko je poznata korozija proizvoda od željeza u vodi, zbog čega se stvara rđa i proizvodi se raspadaju u prah.

Korozija metala se javlja iu vodi zbog prisustva rastvorenih gasova CO 2 i SO 2; stvara se kiselo okruženje, a H+ kationi se istiskuju aktivnim metalima u obliku vodonika H 2 ( vodonična korozija).

Područje kontakta između dva različita metala može biti posebno korozivno ( kontaktna korozija). Galvanski par se javlja između jednog metala, na primjer Fe, i drugog metala, na primjer Sn ili Cu, stavljenog u vodu. Protok elektrona ide od aktivnijeg metala, koji je lijevo u naponskom nizu (Re), do manje aktivnog metala (Sn, Cu), a aktivniji metal se uništava (korodira).

Upravo zbog toga kalajisana površina limenki (gvožđe obložena limom) hrđa kada se skladišti u vlažnoj atmosferi i kada se njime nepažljivo rukuje (gvožđe se brzo sruši čak i nakon male ogrebotine, što omogućava da glačalo dođe u kontakt sa vlagom). Naprotiv, pocinčana površina željezne kante ne hrđa dugo, jer čak i ako ima ogrebotina, ne korodira željezo, već cink (aktivniji metal od željeza).

Otpornost na koroziju za određeni metal se povećava kada je premazan aktivnijim metalom ili kada se stapaju; Dakle, premazivanje gvožđa hromom ili pravljenje legure gvožđa i hroma eliminiše koroziju gvožđa. Kromirano željezo i čelik koji sadrže krom ( nehrđajući čelik), imaju visoku otpornost na koroziju.

elektrometalurgija, odnosno dobijanje metala elektrolizom taline (za najaktivnije metale) ili rastvora soli;

pirometalurgija, odnosno izvlačenje metala iz ruda na visokim temperaturama (na primjer, proizvodnja željeza u procesu visoke peći);

hidrometalurgija Odvajanje metala iz rastvora njihovih soli aktivnijim metalima (na primer, proizvodnja bakra iz rastvora CuSO 4 delovanjem cinka, gvožđa ili aluminijuma).

Prirodni metali se ponekad nalaze u prirodi (tipični primjeri su Ag, Au, Pt, Hg), ali češće se metali nalaze u obliku jedinjenja ( metalne rude). Metali variraju u obilju u zemljinoj kori: od najčešćih - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) do najrjeđih - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Zbog prisustva slobodnih elektrona („elektronski gas“) u kristalnoj rešetki, svi metali pokazuju sljedeća karakteristična opšta svojstva:

1) Plastika– mogućnost lakog mijenjanja oblika, rastezanja u žicu i valjanja 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 do pozitivnog pola pod utjecajem male potencijalne razlike. Kada se zagrije, električna provodljivost se smanjuje, jer Kako temperatura raste, pojačavaju se vibracije atoma i iona u čvorovima kristalne rešetke, što otežava usmjereno kretanje "elektronskog plina".

4) Toplotna provodljivost. To je uzrokovano velikom pokretljivošću slobodnih elektrona, zbog čega se temperatura brzo izjednačava u odnosu na masu metala. Najveću toplotnu provodljivost imaju bizmut i živa.

5) Tvrdoća. Najtvrđi je hrom (seče staklo); najmekši alkalni metali - kalijum, natrijum, rubidijum i cezijum - seku se nožem.

6) Gustina.Što je manja atomska masa metala i veći radijus atoma, to je manji. Najlakši je litijum (ρ=0,53 g/cm3); najteži je osmijum (ρ=22,6 g/cm3). Metali čija je gustina manja od 5 g/cm3 smatraju se „lakim metalima“.

7) Tačke topljenja i ključanja. Najtopljiviji metal je živa (mp = -39°C), najvatrostalniji metal je volfram (mp = 3390°C). Metali sa temperaturom topljenja iznad 1000°C smatraju se vatrostalnim, ispod – nisko topljivim.

Opća hemijska svojstva metala

Jaki redukcioni agensi: Me 0 – nē → Me n +

Brojni naponi karakteriziraju uporednu aktivnost metala u redoks reakcijama u vodenim otopinama.

1. Reakcije metala sa nemetalima

1) Sa kiseonikom:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Sa sumporom:
Hg + S → HgS

3) Sa halogenima:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Sa azotom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Sa fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Sa vodonikom (reaguju samo alkalni i zemnoalkalni metali):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

2. Reakcije metala sa kiselinama

1) Metali u elektrohemijskom naponskom nizu do H reduciraju neoksidirajuće kiseline u vodonik:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Sa oksidirajućim kiselinama:

Kada dušična kiselina bilo koje koncentracije i koncentrirana sumporna kiselina stupaju u interakciju s metalima Vodonik 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. Interakcija metala sa vodom

1) Aktivni (alkalni i zemnoalkalni metali) formiraju rastvorljivu bazu (alkaliju) i vodonik:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metali srednje aktivnosti oksidiraju se vodom kada se zagrije u oksid:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktivan (Au, Ag, Pt) - ne reaguje.

4. Zamjena manje aktivnih metala aktivnijim metalima iz otopina njihovih soli:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

U industriji često koriste ne čiste metale, već njihove mješavine - legure, u kojem su korisna svojstva jednog metala dopunjena korisnim svojstvima drugog. Tako bakar ima malu tvrdoću i nije pogodan za izradu mašinskih delova, dok legure bakra i cinka ( mesing) su već prilično tvrdi i široko se koriste u mašinstvu. Aluminijum ima visoku duktilnost i dovoljnu lakoću (mala gustina), ali je previše mekan. Na osnovu nje se priprema legura s magnezijem, bakrom i manganom - duralumin (duralumin), koja, bez gubitka korisnih svojstava aluminija, poprima visoku tvrdoću i postaje prikladna u konstrukciji aviona. Legure željeza sa ugljikom (i aditivi drugih metala) su nadaleko poznate liveno gvožde I čelika.

Slobodni metali su restauratori. Međutim, neki metali imaju nisku reaktivnost zbog činjenice da su obloženi površinski oksidni film, u različitom stepenu, otporan na hemijske reagense kao što su voda, rastvori kiselina i alkalija.

Na primjer, olovo je uvijek prekriveno oksidnim filmom, njegov prijelaz u otopinu zahtijeva ne samo izlaganje reagensu (na primjer, razrijeđenu dušičnu kiselinu), već i zagrijavanje. Oksidni film na aluminiju sprječava njegovu reakciju s vodom, ali ga uništavaju kiseline i lužine. Labav oksidni film (rđa), formiran na površini gvožđa u vlažnom vazduhu, ne ometa dalju oksidaciju gvožđa.

Pod uticajem koncentrirano na metalima nastaju kiseline održivo oksidni film. Ovaj fenomen se zove pasivizacija. Dakle, koncentrisano sumporna kiselina metali kao što su Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb se pasiviraju (i tada ne reaguju sa kiselinom), a u koncentrovanoj azotnoj kiselini - metali A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th i U.

Prilikom interakcije sa oksidantima u kiselim rastvorima, većina metala se pretvara u katjone, čiji je naboj određen stabilnim oksidacionim stanjem datog elementa u jedinjenjima (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ i Fe 3 +)

Redukciona aktivnost metala u kiseloj otopini prenosi se nizom naprezanja. Većina metala prelazi u rastvor sa hlorovodoničnom i razblaženom sumpornom kiselinom, ali Cu, Ag i Hg - samo sa sumpornom (koncentrovanom) i azotnom kiselinom, a Pt i Au - sa "regia vodkom".

Korozija metala

Nepoželjno hemijsko svojstvo metala je njihova korozija, odnosno aktivno uništavanje (oksidacija) u kontaktu sa vodom i pod uticajem kiseonika otopljenog u njoj. (kiseonička korozija). Na primjer, nadaleko je poznata korozija proizvoda od željeza u vodi, zbog čega se stvara rđa i proizvodi se raspadaju u prah.

Korozija metala se javlja iu vodi zbog prisustva rastvorenih gasova CO 2 i SO 2; stvara se kiselo okruženje, a H+ kationi se istiskuju aktivnim metalima u obliku vodonika H 2 ( vodonična korozija).

Područje kontakta između dva različita metala može biti posebno korozivno ( kontaktna korozija). Galvanski par se javlja između jednog metala, na primjer Fe, i drugog metala, na primjer Sn ili Cu, stavljenog u vodu. Protok elektrona ide od aktivnijeg metala, koji je lijevo u naponskom nizu (Re), do manje aktivnog metala (Sn, Cu), a aktivniji metal se uništava (korodira).

Upravo zbog toga kalajisana površina limenki (gvožđe obložena limom) hrđa kada se skladišti u vlažnoj atmosferi i kada se njime nepažljivo rukuje (gvožđe se brzo sruši čak i nakon male ogrebotine, što omogućava da glačalo dođe u kontakt sa vlagom). Naprotiv, pocinčana površina željezne kante ne hrđa dugo, jer čak i ako ima ogrebotina, ne korodira željezo, već cink (aktivniji metal od željeza).

Otpornost na koroziju za određeni metal se povećava kada je premazan aktivnijim metalom ili kada se stapaju; Dakle, premazivanje gvožđa hromom ili pravljenje legure gvožđa i hroma eliminiše koroziju gvožđa. Kromirano željezo i čelik koji sadrže krom ( nehrđajući čelik), imaju visoku otpornost na koroziju.