Cu je aktivni metal. Metali. Interakcija metala sa alkalnim rastvorima
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 do sada otkriveni, sledeće treba klasifikovati kao metale:
- 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 reagiraju s kisikom. Imajte na umu da se reakcija sa srebrom odvija 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:
- litijum oksid – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
- kalijum superoksid – K+O 2 =KO 2;
- 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 da reaguju samo sa azotom sa aktivnim metalima, međutim, na sobnoj temperaturi samo litijum može da reaguje, formirajući nitride - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, međutim pri zagrevanju dolazi do sledeće hemijske reakcije: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
- 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 vodonika smatra ?1, metali 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 pri reakciji s vodom dati acetilen, a metan će se dobiti kao rezultat reakcije vode sa metanidima. Evo primjera ovih reakcija:
- Acetilen – 2Na+2C= Na 2 C 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 prikazanoj shemi: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.
Zbog prisustva slobodnih elektrona („elektronski gas“) u kristalnoj rešetki, svi metali pokazuju sledeća 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 topivim.
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 naširoko 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.
Kod 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 razara (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.
ZAPAMTITE!!!
Alkalni metali – ovo je grupa I, A je glavna podgrupa – Li, N / A, K, Rb, Cs, o
Zemnoalkalni metali – ovo je grupa II, A – glavna podgrupa (Be, Mg ne pripadaju) – ca, Sr, ba, Ra
n I
Grounds ja(OH) n
OH – hidroksilna grupa, sa valencijom (I)
Alkalije – ovo su baze rastvorljive u vodi (vidi TABELU RASTVORNOSTI)
I n
Kiseline - to su složene supstance sa opštom formulom N n (KO)
(KO) – kiseli ostatak
V - VII
Kiseli oksid – neMe x O y I Krzno x O y
I, II
Osnovni oksidi – Krzno x O y
I. Interakcija vode sa metalima.
U zavisnosti od aktivnosti metala, reakcija se odvija pod različitim uslovima i nastaju različiti proizvodi.
1). Interakcija sa najaktivnijim metalima , stoji u periodnom sistemu na I A i I I A grupe (alkalni i zemnoalkalni metali) i aluminijum . U seriji aktivnosti, ovi metali se nalaze do aluminijuma (uključivo)
Reakcija se odvija pod normalnim uslovima, proizvodeći alkalije i vodonik.
I I
2Li + 2 H 2 O = 2 Li OH + H 2
HOH hidroksid
litijum
I II
Ba + 2 H 2 O= Ba (OH) 2 + H 2
2 Al + 6 H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3 H 2
hidroksid
aluminijum
OH je hidrokso grupa, uvijek je jednovalentna
ZAKLJUČAK – aktivni metali – Li, N / A, K, Rb, Cs, Fr, ca, Sr, ba, Ra+ Al - reaguj ovako
|
Me + H 2 O =Me(OH) n + H 2( R. zamjena) Baza |
2) Interakcija sa manje aktivnim metalima, koji se nalaze u nizu aktivnosti od aluminijuma do vodonika.
Reakcija se odvija samo sa vodenom parom, tj. kada se zagreje.
U tom slučaju nastaju: oksid ovog metala i vodik.
I II I
Fe + H 2 O = FeO + H 2 (pojavljuje se reakcija supstitucije)
oksid
žlezda
Ni + H 2 O = NiO + H 2
(Valenca metala može se lako odrediti nizom aktivnosti metala; iznad njihovog simbola nalazi se vrijednost, na primjer +2, to znači da je valencija ovog metala 2).
ZAKLJUČAK – metali srednje aktivnosti, koji stoje u nizu aktivnosti do (H 2) – biti, Mg, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn - reagirajte ovako
3) Metali u nizu aktivnosti nakon vodonika ne reagiraju s vodom.
Cu + H 2 O = nema reakcije
I I. Interakcija sa oksidima (baznim i kiselim)
Samo oni oksidi koji reagiraju s vodom reagiraju s vodom kako bi nastali proizvod topiv u vodi (kiselina ili alkalija).
1). Interakcija sa bazičnim oksidima.
Sa vodom stupaju u interakciju samo glavni oksidi aktivnih metala, koji se nalaze u I A i I I A grupama, osim Be i Mg (aluminijev oksid ne reagira, jer je amfoteričan). Reakcija se odvija pod normalnim uslovima i formira se samo lužina.
I II
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOHBaO + H 2 O =Ba (OH) 2 (javlja se složena reakcija)
2) Interakcija kiselih oksida sa vodom.
Svi kiseli oksidi reagiraju s vodom. Jedini izuzetak je SiO 2.
Ovo proizvodi kiseline. U svim kiselinama vodik je na prvom mjestu, pa se jednačina reakcije piše na sljedeći način:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3
SO 3 hladno
+H2O P2O5
H2SO4 + H2O
H2P2O6
P 2 O 5 +3 H 2 O=2 H 3 PO 4
vruće
P2O5
+ H 6 O 3
H6P2O8
Bilješka da u zavisnosti od temperature vode nastaju različiti produkti pri interakciji sa P 2 O 5.
IVInterakcija vode cnemetali
primjeri: Cl 2 +H 2 O =HCl +HClO
C +H 2 O =CO +H 2
ugljen-dioksid
Si +2H 2 O =SiO 2 +2H 2.
Metali se jako razlikuju po svojoj hemijskoj aktivnosti. Hemijska aktivnost metala može se približno procijeniti po njegovom položaju u njemu.
Najaktivniji metali nalaze se na početku ovog reda (lijevo), a najmanje aktivni su na kraju (desno).
Reakcije sa jednostavnim supstancama. Metali reaguju sa nemetalima i formiraju binarna jedinjenja. Reakcioni uvjeti, a ponekad i njihovi proizvodi, uvelike se razlikuju za različite metale.
Na primjer, alkalni metali aktivno reagiraju s kisikom (uključujući i zrak) na sobnoj temperaturi kako bi formirali okside i perokside
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Metali srednje aktivnosti reagiraju s kisikom kada se zagrijavaju. U tom slučaju nastaju oksidi:
2Mg + O 2 = t 2MgO.
Niskoaktivni metali (na primjer, zlato, platina) ne reagiraju s kisikom i stoga praktički ne mijenjaju svoj sjaj u zraku.
Većina metala, kada se zagrije sa sumpornim prahom, formira odgovarajuće sulfide:
Reakcije sa složenim supstancama. Jedinjenja svih klasa reagiraju s metalima - oksidima (uključujući vodu), kiselinama, bazama i solima.
Aktivni metali burno reagiraju s vodom na sobnoj temperaturi:
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.
Površina metala kao što su magnezij i aluminij zaštićena je gustim filmom odgovarajućeg oksida. Ovo sprječava da se reakcija odvija s vodom. Međutim, ako se ovaj film ukloni ili se njegov integritet naruši, tada ovi metali također aktivno reagiraju. Na primjer, magnezijum u prahu reagira s vrućom vodom:
Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.
Na povišenim temperaturama sa vodom reaguju i manje aktivni metali: Zn, Fe, Mil itd. U tom slučaju nastaju odgovarajući oksidi. Na primjer, pri prolasku vodene pare preko vrućih željeznih strugotina dolazi do sljedeće reakcije:
3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.
Metali u nizu aktivnosti do vodonika reaguju sa kiselinama (osim HNO 3) da bi formirali soli i vodonik. Aktivni metali (K, Na, Ca, Mg) reagiraju s kiselim otopinama vrlo burno (velikom brzinom):
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Niskoaktivni metali su često praktično netopivi u kiselinama. To je zbog stvaranja filma netopive soli na njihovoj površini. Na primjer, olovo, koje je u nizu aktivnosti prije vodonika, praktički je netopivo u razrijeđenim sumpornim i klorovodičnim kiselinama zbog stvaranja filma nerastvorljivih soli (PbSO 4 i PbCl 2) na njegovoj površini.
Morate omogućiti JavaScript da biste glasaliKarakteristične hemijske osobine jednostavnih supstanci - metala
Većina hemijskih elemenata je klasifikovana kao metali - 92 od 114 poznatih elemenata. Metali- to su hemijski elementi čiji atomi odustaju od elektrona iz vanjskog (a nešto i iz vanjskog) elektronskog sloja, pretvarajući se u pozitivne ione. Ovo svojstvo atoma metala je određeno da imaju relativno velike radijuse i mali broj elektrona(uglavnom 1 do 3 na vanjskom sloju). Jedini izuzetak su 6 metala: atomi germanijuma, kositra i olova na spoljašnjem sloju imaju 4 elektrona, atoma antimona i bizmuta - 5, atoma polonija - 6. Za atome metala karakteriziraju male vrijednosti elektronegativnosti(od 0,7 do 1,9) i isključivo obnavljajuća svojstva, odnosno sposobnost doniranja elektrona. U Periodnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, metali se nalaze ispod dijagonale bor - astatin, kao i iznad nje, u sekundarnim podgrupama. U periodima i glavnim podgrupama poznati su obrasci u promjenama metalnih, a samim tim i redukcijskih svojstava atoma elemenata.
Hemijski elementi koji se nalaze u blizini dijagonale bor-astatin (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, itd.) imaju dvostruka svojstva: u nekim od svojih spojeva ponašaju se kao metali, u drugima pokazuju svojstva nemetala. U sekundarnim podgrupama redukciona svojstva metala najčešće opadaju s povećanjem atomskog broja.
Uporedite aktivnost metala I grupe vama poznate sekundarne podgrupe: Cu, Ag, Au; Grupa II sekundarne podgrupe: Zn, Cd, Hg - i to ćete sami vidjeti. Ovo se može objasniti činjenicom da na snagu veze između valentnih elektrona i jezgra u atomima ovih metala u velikoj mjeri utječe veličina nuklearnog naboja, a ne radijus atoma. Nuklearni naboj se značajno povećava, a privlačenje elektrona u jezgro se povećava. U ovom slučaju, iako se atomski radijus povećava, on nije toliko značajan kao za metale glavnih podgrupa.
Jednostavne supstance formirane od hemijskih elemenata - metala, i složene supstance koje sadrže metal igraju vitalnu ulogu u mineralnom i organskom „životu“ Zemlje. Dovoljno je zapamtiti da su atomi (joni) metalnih elemenata sastavni dio spojeva koji određuju metabolizam u tijelu ljudi i životinja. Na primjer, 76 elemenata se nalazi u ljudskoj krvi, a samo 14 od njih nisu metali.
U ljudskom organizmu neki metalni elementi (kalcijum, kalijum, natrijum, magnezijum) su prisutni u velikim količinama, odnosno makroelementi. A metali kao što su hrom, mangan, gvožđe, kobalt, bakar, cink, molibden prisutni su u malim količinama, odnosno to su elementi u tragovima. Ako osoba ima 70 kg, tada njeno tijelo sadrži (u gramima): kalcijum - 1700, kalijum - 250, natrijum - 70, magnezijum - 42, gvožđe - 5, cink - 3. Svi metali su izuzetno važni, javljaju se zdravstveni problemi i sa njihovim nedostatkom, i sa njihovim viškom.
Na primjer, joni natrijuma regulišu sadržaj vode u tijelu i prijenos nervnih impulsa. Njegov nedostatak dovodi do glavobolje, slabosti, lošeg pamćenja, gubitka apetita, a višak dovodi do povišenog krvnog pritiska, hipertenzije i srčanih bolesti.
Jednostavne supstance - metali
Pojava civilizacije (bronzano doba, gvozdeno doba) povezana je sa razvojem proizvodnje metala (jednostavnih materija) i legura. Naučna i tehnološka revolucija koja je započela prije oko 100 godina, utječući i na industriju i na društvenu sferu, također je usko povezana s proizvodnjom metala. Na bazi volframa, molibdena, titana i drugih metala, počeli su stvarati otporne na koroziju, supertvrde, vatrostalne legure, čija je upotreba uvelike proširila mogućnosti mašinstva. U nuklearnoj i svemirskoj tehnologiji, legure volframa i renija koriste se za izradu dijelova koji rade na temperaturama do 3000 °C; U medicini se koriste hirurški instrumenti od legura tantala i platine i jedinstvena keramika na bazi titanijuma i cirkonijum oksida.
I, naravno, ne smijemo zaboraviti da većina legura koristi odavno poznato metalno željezo, a osnovu mnogih lakih legura čine relativno "mladi" metali - aluminij i magnezij. Kompozitni materijali su postali supernove, koji predstavljaju, na primjer, polimer ili keramiku, koji su iznutra (kao beton sa željeznim šipkama) ojačani metalnim vlaknima od volframa, molibdena, čelika i drugih metala i legura - sve ovisi o postavljenom cilju i svojstva materijala neophodna da bi se to postiglo. Na slici je prikazan dijagram kristalne rešetke metalnog natrijuma. U njemu je svaki atom natrijuma okružen sa osam susjeda. Atom natrija, kao i svi metali, ima mnogo praznih valentnih orbitala i malo valentnih elektrona. Elektronska formula atoma natrijuma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, gdje su 3s, 3p, 3d - valentne orbitale.
Jednovalentni 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 energetskom nivou. Kada se atomi približavaju jedan drugome, kada se formira kristalna rešetka, valentne orbitale susjednih atoma se preklapaju, zbog čega se elektroni slobodno kreću s jedne orbitale na drugu, uspostavljajući veze između svih atoma metalnog kristala. Takva hemijska veza se naziva metalna.
Metalnu vezu formiraju elementi čiji atomi u vanjskom sloju imaju malo valentnih elektrona u usporedbi s velikim brojem vanjskih orbitala koje su energetski bliske. Njihovi valentni elektroni se slabo drže u atomu. Elektroni koji provode komunikaciju su socijalizirani i kreću se kroz kristalnu rešetku općenito neutralnog metala. Supstance s metalnom vezom karakteriziraju metalne kristalne rešetke, koje su obično shematski prikazane kao što je prikazano na slici. Kationi i atomi metala koji se nalaze na mjestima kristalne rešetke obezbjeđuju njenu stabilnost i snagu (socijalizirani elektroni su prikazani kao male crne kuglice).
Metalni priključak- ovo je veza u metalima i legurama između atoma metala koji se nalaze na čvorovima kristalne rešetke, koju vrše zajednički valentni elektroni. Neki metali kristaliziraju u dva ili više kristalnih oblika. Ovo svojstvo tvari - da postoji u nekoliko kristalnih modifikacija - naziva se polimorfizam. Polimorfizam jednostavnih supstanci poznat je kao alotropija. Na primjer, željezo ima četiri kristalne modifikacije, od kojih je svaka stabilna u određenom temperaturnom rasponu:
α - stabilno do 768 °C, feromagnetno;
β - stabilan od 768 do 910 °C, neferomagnetni, odnosno paramagnetni;
γ - stabilno od 910 do 1390 °C, neferomagnetno, odnosno paramagnetno;
δ - stabilan od 1390 do 1539 °C (£° pl gvožđe), neferomagnetski.
Kalaj 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 - stabilno iznad 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Ovo je bijeli lim.
Bijeli lim je srebrno-bijeli, vrlo mekan metal. Kada se ohladi ispod 13,2 °C, raspada se u sivi prah, jer se tokom tranzicije njegov specifični volumen značajno povećava. Ova pojava je nazvana "kalajna kuga".
Naravno, posebna vrsta hemijske veze i tip kristalne rešetke metala moraju odrediti i objasniti njihova fizička svojstva. Šta su oni? To su metalni sjaj, duktilnost, visoka električna i toplotna provodljivost, povećanje električnog otpora sa porastom temperature, kao i značajna svojstva kao što su gustina, visoke tačke topljenja i ključanja, tvrdoća i magnetna svojstva. Mehanički učinak na kristal sa metalnom kristalnom rešetkom uzrokuje pomicanje slojeva jonskih atoma jedan u odnosu na drugi (Sl. 17), a kako se elektroni kreću kroz kristal, ne dolazi do prekida veze, pa se metali odlikuju većim plastičnost. Sličan efekat na čvrstu materiju sa kovalentnim vezama (atomska kristalna rešetka) dovodi do prekida kovalentnih veza. Prekidanje veza u ionskoj rešetki dovodi do međusobnog odbijanja istonabijenih jona. Stoga su tvari s atomskim i ionskim kristalnim rešetkama krhke. Najduktilniji metali su Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Lako se uvlače u žicu, mogu se kovati, presovati ili valjati u listove. Na primjer, zlatna folija debljine 0,003 mm može se napraviti od zlata, a od 0,5 g ovog metala može se izvući niti dužine 1 km. Čak i živa, koja je tečna na sobnoj temperaturi, postaje savitljiva u svom čvrstom stanju na niskim temperaturama, poput olova. Samo Bi i Mn nemaju plastičnost, oni su krti.
Zašto metali imaju karakterističan sjaj, a takođe su i neprozirni?
Elektroni koji ispunjavaju međuatomski prostor reflektiraju svjetlosne zrake (umjesto da ih prenose poput stakla), a većina metala podjednako raspršuje sve zrake vidljivog dijela spektra. Stoga su srebrno bijele ili sive boje. Stroncijum, zlato i bakar u većoj meri apsorbuju kratke talasne dužine (blizu ljubičaste) i reflektuju duge talasne dužine svetlosnog spektra, te stoga imaju svetlo žutu, žutu i „bakarnu“ boju. Iako nam u praksi metal ne izgleda uvijek kao “lako tijelo”. Prvo, njegova površina može oksidirati i izgubiti sjaj. Stoga se prirodni bakar pojavljuje kao zelenkasti kamen. I drugo, čak ni čisti metal možda neće sjajiti. Vrlo tanki listovi srebra i zlata imaju potpuno neočekivani izgled - imaju plavkasto-zelenu boju. A fini metalni prahovi izgledaju tamno sivi, čak i crni. Srebro, aluminijum i paladijum imaju najveću refleksivnost. Koriste se u proizvodnji ogledala, uključujući reflektore.
Zašto metali imaju visoku električnu provodljivost i provode toplotu?
Elektroni koji se haotično kreću u metalu, pod uticajem primenjenog električnog napona, dobijaju usmereno kretanje, odnosno provode električnu struju. Kako temperatura metala raste, povećavaju se amplitude vibracija atoma i iona koji se nalaze na čvorovima kristalne rešetke. To otežava kretanje elektrona, a električna provodljivost metala opada. Na niskim temperaturama, oscilatorno kretanje se, naprotiv, znatno smanjuje, a električna provodljivost metala naglo raste. Blizu apsolutne nule, metali praktično nemaju otpor; većina metala pokazuje supravodljivost.
Treba napomenuti da nemetali koji imaju električnu provodljivost (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 njihova električna provodljivost počinje rasti. Najveću električnu provodljivost imaju srebro, bakar, kao i zlato i aluminijum, a najmanju mangan, olovo i živa.
Najčešće se toplinska provodljivost metala mijenja po istom obrascu kao i električna provodljivost. To je zbog velike pokretljivosti slobodnih elektrona, koji, sudarajući se s vibrirajućim ionima i atomima, razmjenjuju energiju s njima. Temperatura je izjednačena u cijelom komadu metala.
Mehanička čvrstoća, gustina, tačka topljenja metala su veoma različite. Štoviše, s povećanjem broja elektrona koji povezuju ion-atome i smanjenjem međuatomske udaljenosti u kristalima, pokazatelji ovih svojstava se povećavaju.
dakle, alkalni metali(Li, K, Na, Rb, Cs), čiji atomi imaju jedan valentni elektron, mekana (rezana nožem), male gustine (litijum je najlakši metal sa p = 0,53 g/cm 3) i topi se na niskim temperaturama (na primer, tačka topljenja cezijuma je 29°C). Jedini metal koji je tečan u normalnim uslovima je živa, čija tačka topljenja je -38,9 °C. Kalcijum, koji ima dva elektrona na vanjskom energetskom nivou svojih atoma, mnogo je tvrđi i topi se na višoj temperaturi (842 °C). Još je izdržljivija kristalna rešetka koju čine joni skandijuma, koji imaju tri valentna elektrona. Ali najjače kristalne rešetke, visoke gustine i temperature topljenja uočene su u metalima sekundarnih podgrupa V, VI, VII, VIII. To se objašnjava činjenicom da metale bočnih podgrupa, koji imaju nesparene valentne elektrone na d-podnivou, karakterizira stvaranje vrlo jakih kovalentnih veza između atoma, pored metalne, koje vrše elektroni vanjskog sloj sa s-orbitala.
Najteži metal- ovo je osmijum (Os) sa p = 22,5 g/cm 3 (komponenta supertvrdih i otpornih legura), najvatrostalniji metal je volfram W sa t = 3420 °C (koristi se za proizvodnju žarulje sa žarnom niti filamenti), najtvrđi metal je - Ovo je Cr hrom (staklo za ogrebotine). Oni su dio materijala od kojih se izrađuju alati za rezanje metala, kočione pločice teških mašina itd. Metali na različite načine stupaju u interakciju sa magnetnim poljem. Metali poput gvožđa, kobalta, nikla i gadolinijuma ističu se po svojoj sposobnosti da budu jako magnetizovani. Zovu se feromagneti. Većina metala (zemnoalkalni i zemnoalkalni metali i značajan dio prelaznih metala) su slabo magnetizirani i ne zadržavaju ovo stanje izvan magnetnog polja – oni su paramagnetni. Metali potisnuti magnetnim poljem su dijamagnetni (bakar, srebro, zlato, bizmut).
U razmatranju elektronske strukture metala, metale smo podijelili na metale glavnih podgrupa (s- i p-elementi) i metale sekundarnih podgrupa (prijelazni d- i f-elementi).
U tehnologiji je uobičajeno klasificirati metale prema različitim fizičkim svojstvima:
1. Gustina - svjetlost (str< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Tačka topljenja - nisko topljivo i vatrostalno.
Postoje klasifikacije metala na osnovu njihovih hemijskih svojstava. Metali sa niskom hemijskom aktivnošću nazivaju se plemenito(srebro, zlato, platina i njegovi analozi - osmijum, iridijum, rutenijum, paladijum, rodijum). Na osnovu sličnosti hemijskih svojstava razlikuju se alkalna(metali glavne podgrupe grupe I), alkalna zemlja(kalcijum, stroncijum, barijum, radijum), kao i retkih zemnih metala(skandij, itrijum, lantan i lantanidi, aktinijum i aktinidi).
Opća hemijska svojstva metala
Atomi metala su relativno laki donirati valentne elektrone i pretvaraju se u pozitivno nabijene ione, odnosno oksidiraju. Ovo je glavno zajedničko svojstvo i atoma i jednostavnih supstanci - metala. Metali su uvek redukcioni agensi u hemijskim reakcijama. Redukciona sposobnost atoma jednostavnih supstanci - metala formiranih od hemijskih elemenata jednog perioda ili jedne glavne podgrupe Periodnog sistema D. I. Mendeljejeva menja se prirodno.
Redukciona aktivnost metala u hemijskim reakcijama koje se dešavaju u vodenim rastvorima odražava se njegovim položajem u elektrohemijskom naponskom nizu metala.
Na osnovu ove serije napona, mogu se izvući sljedeći važni zaključci o hemijskoj aktivnosti metala u reakcijama koje se odvijaju u vodenim otopinama pod standardnim uvjetima (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Što je metal dalje u ovom redu, to je moćnije sredstvo za redukciju.
· Svaki metal je sposoban da istisne (reducira) iz soli u rastvoru one metale koji se nalaze iza njega u nizu napona (desno).
· Metali koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od vodonika mogu ga istisnuti iz kiselina u otopini
· Metali koji su najjači redukcioni agensi (alkalni i zemnoalkalni) prvenstveno reaguju sa vodom u bilo kojoj vodenoj otopini.
Redukciona aktivnost metala, određena iz elektrohemijske serije, ne odgovara uvek njegovom položaju u periodnom sistemu. To se objašnjava činjenicom da se pri određivanju položaja metala u nizu naprezanja uzima u obzir ne samo energija apstrakcije elektrona od pojedinačnih atoma, već i energija koja se troši na uništavanje kristalne rešetke, kao i kao energija koja se oslobađa tokom hidratacije jona. Na primjer, litijum je aktivniji u vodenim rastvorima od natrijuma (iako je Na aktivniji metal po položaju u periodnom sistemu). Činjenica je da je energija hidratacije Li+ jona mnogo veća od energije hidratacije Na+, pa je prvi proces energetski povoljniji. Nakon što smo ispitali opšte odredbe koje karakterišu redukciona svojstva metala, pređimo na specifične hemijske reakcije.
Interakcija metala sa nemetalima
· Većina metala stvara okside s kisikom- bazične i amfoterne. Kiseli oksidi prelaznih metala, kao što su hrom (VI) oksid CrOg ili mangan (VII) oksid Mn 2 O 7, ne nastaju direktnom oksidacijom metala kiseonikom. Dobijaju se indirektno.
Alkalni metali Na, K aktivno reaguju sa kiseonikom u vazduhu tvoreći perokside:
Natrijum oksid se dobija indirektno kalcinacijom peroksida sa odgovarajućim metalima:
Litijum i zemnoalkalni metali reaguju sa atmosferskim kiseonikom, formirajući osnovne okside:
Ostali metali, osim metala zlata i platine, koji se uopće ne oksidiraju atmosferskim kisikom, manje aktivno djeluju s njim ili kada se zagrijavaju:
· Sa halogenima, metali formiraju soli halogenovodoničnih kiselina, Na primjer:
· Najaktivniji metali formiraju hidride s vodikom- tvari slične ionskim solima u kojima vodik ima oksidacijsko stanje od -1, na primjer:
Mnogi prijelazni metali formiraju hidride posebnog tipa s vodikom - to je kao da se vodik otapa ili unosi u kristalnu rešetku metala između atoma i iona, dok metal zadržava svoj izgled, ali se povećava u volumenu. Apsorbovani vodonik je u metalu, očigledno u atomskom obliku.
Postoje i srednji metalni hidridi.
· Sivi metali formiraju soli - sulfide, Na primjer:
· Metali nešto teže reaguju sa azotom, jer je hemijska veza u molekulu azota N2 veoma jaka; U tom slučaju nastaju nitridi. Na normalnim temperaturama samo litijum reaguje sa azotom:
Interakcija metala sa složenim supstancama
· Vodom. U normalnim uslovima, alkalni i zemnoalkalni metali istiskuju vodonik iz vode i formiraju rastvorljive baze - alkalije, na primer:
Drugi metali koji se nalaze u naponskom nizu prije vodonika također mogu, pod određenim uvjetima, istisnuti vodonik iz vode. Ali aluminij burno reagira s vodom samo ako se oksidni film ukloni s njegove površine:
Magnezijum reaguje sa vodom samo kada prokuva, a oslobađa se i vodonik:
Ako se u vodu doda zapaljeni magnezijum, izgaranje se nastavlja jer dolazi do reakcije:
Gvožđe sa vodom reaguje samo kada je vruće:
· Sa kiselinama u rastvoru (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH i drugi, osim HNO 3 ) metali koji su u nizu napona do vodonika međusobno djeluju. Ovo proizvodi sol i vodonik.
Ali olovo (i neki drugi metali), uprkos svom položaju u naponskom nizu (lijevo od vodika), gotovo je netopivo u razrijeđenoj sumpornoj kiselini, budući da je rezultirajući olovni sulfat PbSO 4 nerastvorljiv i stvara zaštitni film na površini metala. .
· Sa solima manje aktivnih metala u rastvoru. Kao rezultat ove reakcije nastaje sol aktivnijeg metala, a manje aktivni metal se oslobađa u slobodnom obliku.
Mora se imati na umu da se reakcija događa u slučajevima kada je nastala sol topljiva. Izmještanje metala iz njihovih spojeva drugim metalima prvi je detaljno proučavao N. N. Beketov, veliki ruski naučnik u oblasti fizičke hemije. On je rasporedio metale prema njihovoj hemijskoj aktivnosti u „seriju pomeranja“, koja je postala prototip serije metalnih napona.
· Sa organskim supstancama. Interakcija s organskim kiselinama slična je reakcijama s mineralnim kiselinama. Alkoholi mogu pokazati slaba kisela svojstva u interakciji s alkalnim metalima:
Fenol reaguje slično:
Metali učestvuju u reakcijama sa haloalkanima, koji se koriste za dobijanje nižih cikloalkana i za sinteze tokom kojih ugljenični kostur molekule postaje složeniji (A. Wurtz reakcija):
· Metali čiji su hidroksidi amfoterni reaguju sa alkalijama u rastvoru. Na primjer:
· Metali mogu međusobno formirati hemijska jedinjenja, koja se zajednički nazivaju intermetalna jedinjenja. Oni najčešće ne pokazuju oksidaciona stanja atoma koja su karakteristična za spojeve metala sa nemetalima. Na primjer:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, itd.
Intermetalna jedinjenja obično nemaju stalan sastav, hemijska veza u njima je uglavnom metalna. Formiranje ovih jedinjenja je tipičnije za metale sekundarnih podgrupa.
Metali glavnih podgrupa grupa I-III Periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva
opšte karakteristike
To su metali glavne podgrupe grupe I. Njihovi atomi na vanjskom energetskom nivou imaju po jedan elektron. alkalni metali - jaka redukciona sredstva. Njihova redukciona snaga i hemijska aktivnost rastu sa povećanjem atomskog broja elementa (tj. od vrha do dna u periodnom sistemu). Svi imaju elektronsku provodljivost. Jačina veze između atoma alkalnog metala opada sa povećanjem atomskog broja elementa. Njihove tačke topljenja i ključanja također se smanjuju. Alkalni metali reaguju sa mnogim jednostavnim supstancama - oksidirajuća sredstva. U reakcijama s vodom stvaraju u vodi rastvorljive baze (alkalije). Zemnoalkalni elementi nazivaju se elementi glavne podgrupe grupe II. Atomi ovih elemenata sadrže se na vanjskom energetskom nivou po dva elektrona. Oni su najjači redukcioni agensi, imaju oksidacijsko stanje od +2. U ovoj glavnoj podgrupi primećuju se opšti obrasci promena fizičkih i hemijskih svojstava, povezanih sa povećanjem veličine atoma u grupi od vrha do dna, a hemijska veza između atoma takođe slabi. Kako se veličina jona povećava, kisela svojstva oksida i hidroksida postaju slabija, a bazična se povećavaju.
Glavnu podgrupu grupe III čine elementi bor, aluminijum, galijum, indijum i talijum. Svi elementi su p-elementi. Na vanjskom energetskom nivou imaju tri(e) 2 str 1 ) elektron, što objašnjava sličnost svojstava. Oksidacijsko stanje +3. Unutar grupe, kako se nuklearni naboj povećava, metalna svojstva se povećavaju. Bor je nemetalni element, dok aluminijum već ima metalna svojstva. Svi elementi formiraju okside i hidrokside.
Većina metala se nalazi u podgrupama periodnog sistema. Za razliku od elemenata glavnih podgrupa, gdje se vanjski nivo atomskih orbitala postupno popunjava elektronima, d-orbitale pretposljednjeg energetskog nivoa i s-orbitale posljednjeg popunjavaju se u elementima sekundarnih podgrupa. Broj elektrona odgovara broju grupe. Elementi sa jednakim brojem valentnih elektrona grupisani su pod istim brojem. Svi elementi podgrupa su metali.
Jednostavne supstance koje formiraju metali podgrupe imaju jake kristalne rešetke koje su otporne na toplotu. Ovi metali su najjači i najvatrostalniji među ostalim metalima. U d-elementima je jasno vidljiv prijelaz s povećanjem njihove valencije od bazičnih svojstava preko amfoternih u kisele.
Alkalni metali (Na, K)
Na vanjskom energetskom nivou, atomi alkalnih metala elemenata sadrže po jedan elektron, koji se nalazi na velikoj udaljenosti od jezgre. Oni se lako odriču ovog elektrona, pa su jaki redukcioni agensi. U svim jedinjenjima, alkalni metali pokazuju oksidacijsko stanje od +1. Njihova redukciona svojstva rastu sa povećanjem atomskog radijusa od Li do Cs. Svi su tipični metali, srebrno-bijele boje, mekani (mogu se rezati nožem), lagani i topljivi. Aktivno komunicirajte sa svima nemetali:
Svi alkalni metali, kada reaguju sa kiseonikom (osim Li), formiraju perokside. Alkalni metali se ne nalaze u slobodnom obliku zbog njihove visoke hemijske reaktivnosti.
Oksidi- čvrste materije sa osnovnim svojstvima. Dobivaju se kalciniranjem peroksida sa odgovarajućim metalima:
Hidroksidi NaOH, KOH- čvrste bele materije, higroskopne, rastvorljive u vodi sa oslobađanjem toplote, klasifikovane su kao alkalije:
Soli alkalnih metala su skoro sve rastvorljive u vodi. Najvažniji od njih: Na 2 CO 3 - natrijum karbonat; Na 2 CO 3 10H 2 O - kristalna soda; NaHCO 3 - natrijum bikarbonat, soda bikarbona; K 2 CO 3 - kalijum karbonat, potaša; Na 2 SO 4 10H 2 O - Glauberova so; NaCl - natrijum hlorid, kuhinjska so.
Elementi grupe I u tabelama
Zemnoalkalni metali (Ca, Mg)
Kalcijum (Ca) je predstavnik zemnoalkalni metali, što su nazivi elemenata glavne podgrupe II grupe, ali ne svih, već samo počevši od kalcijuma pa niz grupu. To su hemijski elementi koji u interakciji s vodom stvaraju alkalije. Kalcijum na vanjskom energetskom nivou sadrži dva elektrona, oksidacijsko stanje +2.
Fizička i hemijska svojstva kalcijuma i njegovih spojeva prikazana su u tabeli.
magnezijum (Mg) ima istu atomsku strukturu kao i kalcijum, njegovo oksidaciono stanje je takođe +2. To je mekani metal, ali je njegova površina prekrivena zaštitnim filmom na zraku, što blago smanjuje kemijsku reaktivnost. Njegovo sagorevanje je praćeno zaslepljujućim bljeskom. MgO i Mg(OH) 2 pokazuju osnovna svojstva. Iako je Mg(OH) 2 slabo rastvorljiv, on boji rastvor fenolftaleina u grimizno.
Mg + O 2 = MgO 2
MO oksidi su tvrde, bijele, vatrostalne tvari. U inženjerstvu, CaO se zove živo vapno, a MgO se naziva spaljeni magnezijum; ovi oksidi se koriste u proizvodnji građevinskih materijala. Reakcija kalcijevog oksida s vodom je praćena oslobađanjem topline i naziva se gašenje vapna, a nastali Ca(OH) 2 naziva se gašeno vapno. Prozirni rastvor kalcijum hidroksida naziva se krečna voda, a bijela suspenzija Ca(OH) 2 u vodi naziva se krečno mlijeko.
Soli magnezija i kalcija dobivaju se reakcijom s kiselinama.
CaCO 3 - kalcijum karbonat, kreda, mermer, krečnjak. Koristi se u građevinarstvu. MgCO 3 - magnezijev karbonat - koristi se u metalurgiji za uklanjanje šljake.
CaSO 4 2H 2 O - gips. MgSO 4 - magnezijum sulfat - nazvan gorka, ili engleska, sol, nalazi se u morskoj vodi. BaSO 4 - barijum sulfat - zbog svoje nerastvorljivosti i sposobnosti da blokira rendgenske zrake, koristi se u dijagnostici ("barit kaša") gastrointestinalnog trakta.
Kalcijum čini 1,5% telesne težine čoveka, 98% kalcijuma se nalazi u kostima. Magnezijum je bioelement, u ljudskom organizmu ga ima oko 40 g, učestvuje u formiranju proteinskih molekula.
Zemnoalkalni metali u tablicama
Aluminijum
aluminijum (Al)- element glavne podgrupe grupe III periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Atom aluminija sadrži na vanjskom energetskom nivou tri elektrona, koje lako oslobađa tokom hemijskih interakcija. Predak podgrupe i gornji susjed aluminijuma - bor - ima manji atomski radijus (za bor je 0,080 nm, za aluminijum - 0,143 nm). Pored toga, atom aluminijuma ima jedan srednji sloj od osam elektrona (2e; 8e; 3e), koji sprečava spoljašnje elektrone da stignu do jezgra. Stoga su redukciona svojstva atoma aluminija prilično izražena.
Aluminij ima u gotovo svim svojim spojevima oksidacijsko stanje +3.
Aluminijum je jednostavna supstanca
Srebrno-bijeli laki metal. Topi se na 660 °C. Vrlo je plastična, lako se uvlači u žicu i umotava u foliju debljine do 0,01 mm. Ima vrlo visoku električnu i toplotnu provodljivost. Oni formiraju lagane i jake legure sa drugim metalima. Aluminijum je veoma aktivan metal. Ako se aluminijski prah ili tanka aluminijska folija jako zagriju, oni zapaliti i spaliti zasljepljujućim plamenom:
Ova reakcija se može primijetiti kada gore sparkle i vatromet. Aluminijum, kao i svi metali, Lako reaguje sa nemetalima, posebno u obliku praha. Da bi reakcija započela potrebno je početno zagrijavanje, izuzev reakcija s halogenima - klorom i bromom, ali tada se sve reakcije aluminija s nemetalima odvijaju vrlo burno i praćene su oslobađanjem velike količine topline. :
Aluminijum dobro se otapa u razrijeđenoj sumpornoj i hlorovodoničnoj kiselini:
I ovdje koncentrisana sumporna i dušična kiselina pasiviziraju aluminij, koji se formira na metalnoj površini gust, izdržljiv oksidni film, što sprečava dalje napredovanje reakcije. Stoga se ove kiseline transportuju u aluminijskim rezervoarima.
Aluminijum oksid i hidroksid imaju amfoterna svojstva, stoga se aluminijum otapa u vodenim rastvorima alkalija, formirajući soli - aluminate:
Aluminij se široko koristi u metalurgiji za proizvodnju metala - hroma, mangana, vanadijuma, titana, cirkonijuma 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 veliku količinu topline:
Oslobođena toplina sasvim je dovoljna da se nastalo željezo potpuno otopi, pa se ovaj proces koristi za zavarivanje čeličnih proizvoda.
Aluminij se može dobiti elektrolizom - razlaganjem taline njegovog oksida Al 2 O 3 na sastavne dijelove pomoću električne struje. Ali tačka topljenja aluminijum oksida je oko 2050 °C, tako da elektroliza zahteva velike količine energije.
Aluminijski priključci
Aluminosilikati. Ova jedinjenja se mogu smatrati solima formiranim od oksida aluminijuma, silicijuma, alkalnih i zemnoalkalnih metala. Oni čine najveći deo zemljine kore. Konkretno, aluminosilikati su dio feldspata, najčešćih minerala i glina.
Boksit- stena iz koje se dobija aluminijum. Sadrži aluminijum oksid Al 2 O 3.
Korund- mineral sastava Al 2 O 3, ima vrlo visoku tvrdoću, njegova finozrnasta sorta koja sadrži nečistoće - šmirgl, koristi se kao abrazivni (brusni) materijal. Još jedno prirodno jedinjenje, glinica, ima istu formulu.
Poznati su prozirni, obojeni nečistoćama, 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 u tehničke svrhe, na primjer, za proizvodnju dijelova za satove i druge precizne instrumente. Kristali rubina se koriste u laserima.
Aluminijum oksid Al 2 O 3 - bijela supstanca sa vrlo visokom tačkom topljenja. Može se dobiti razlaganjem aluminijum hidroksida zagrijavanjem:
Aluminijum hidroksid Al(OH) 3 taloži se u obliku želatinoznog taloga pod dejstvom lužina na rastvore soli aluminijuma:
Kako amfoterni hidroksid lako se otapa u kiselinama i alkalnim rastvorima:
Aluminati nazivaju soli nestabilnih aluminijumskih kiselina - ortoaluminijum H 2 AlO 3, metaaluminijum HAlO 2 (može se smatrati ortoaluminijumskom kiselinom, iz čijeg molekula je uklonjena molekula vode). Prirodni aluminati uključuju plemeniti spinel i dragocjeni krizoberil. Aluminijumske soli, osim fosfata, vrlo su rastvorljive u vodi. Neke soli (sulfidi, sulfiti) se razlažu vodom. Aluminij hlorid AlCl 3 koristi se kao katalizator u proizvodnji mnogih organskih tvari.
Elementi III grupe u tabelama
Karakteristike prelaznih elemenata - bakar, cink, hrom, gvožđe
bakar (Cu)- element sekundarne podgrupe prve grupe. Elektronska formula: (…3d 10 4s 1). Njegov deseti d-elektron je mobilan, jer je prešao sa 4S podnivoa. Bakar u jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja +1 (Cu 2 O) i +2 (CuO). Bakar je svijetloružičasti metal, savitljiv, viskozan i odličan provodnik struje. Tačka topljenja 1083 °C.
Kao i drugi metali podgrupe I grupe I periodnog sistema, bakar stoji desno od vodonika u nizu aktivnosti i ne istiskuje ga iz kiselina, ali reagira s oksidirajućim kiselinama:
Pod uticajem alkalija na rastvore soli bakra, taloži se talog slabe baze plave boje.- bakar (II) hidroksid, koji se zagrevanjem razlaže na bazični crni oksid CuO i vodu:
Hemijska svojstva bakra u tabelama
cink (Zn)- element sekundarne podgrupe II grupe. Njegova elektronska formula je sljedeća: (…3d 10 4s 2). Pošto je pretposljednji d-podnivo u atomima cinka potpuno potpun, cink u spojevima pokazuje oksidacijsko stanje od +2.
Cink je srebrno-bijeli metal koji se praktično ne mijenja na zraku. Otporan je na koroziju zbog prisustva oksidnog filma na njegovoj površini. Cink je jedan od najaktivnijih metala na povišenim temperaturama reaguje sa jednostavnim supstancama:
Cink, kao i drugi metali, istiskuje manje aktivnih metala iz njihovih soli:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2
Cink hidroksid je amfoteričan, tj. pokazuje svojstva i kiselina i baza. Kada se otopina alkalija postepeno dodaje otopini cinkove soli, talog koji je u početku nastao se otapa (isto se događa i s aluminijem):
Hemijska svojstva cinka u tabelama
Na primjer hrom (Cr) može se pokazati da svojstva prelaznih elemenata se ne menjaju značajno tokom perioda: Kvantitativna promjena nastaje zbog promjene broja elektrona u valentnim orbitalama. Maksimalno oksidaciono stanje hroma je +6. Metal u nizu aktivnosti je lijevo od vodika i istiskuje ga iz kiselina:
Kada se takvom rastvoru doda rastvor alkalije, formira se talog Me(OH). 2 , koji se brzo oksidira atmosferskim kisikom:
Odgovara amfoternom oksidu Cr 2 O 3. Krom oksid i hidroksid (u najvišem oksidacionom stanju) pokazuju svojstva kiselih oksida i kiselina, respektivno. Soli hromne kiseline (H 2 CrO 4 ) u kiseloj sredini se pretvaraju u dihromate- soli dihromne kiseline (H 2 Cr 2 O 7). Jedinjenja hroma imaju visoku oksidacionu sposobnost.
Hemijska svojstva hroma u tabelama
Iron Fe- element sekundarne podgrupe grupe VIII i 4. perioda periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Atomi željeza su strukturirani nešto drugačije od atoma elemenata glavnih podgrupa. Kako i priliči elementu 4. perioda, atomi gvožđa imaju četiri energetska nivoa, ali nije ispunjen poslednji, već pretposljednji nivo, treći iz jezgra. Na poslednjem nivou, atomi gvožđa sadrže dva elektrona. Na pretposljednjem nivou, koji može primiti 18 elektrona, atom željeza ima 14 elektrona. Shodno tome, distribucija elektrona po nivoima u atomima gvožđa je sledeća: 2e; 8e ; 14e; 2e. Kao i svi metali, atomi gvožđa pokazuju redukciona svojstva, odajući tokom hemijskih interakcija ne samo dva elektrona sa poslednjeg nivoa, i dobijajući oksidaciono stanje od +2, već i elektron sa predzadnjeg nivoa, dok se oksidaciono stanje atoma povećava na +3.
Gvožđe je jednostavna supstanca
To je srebrno-bijeli sjajni metal s tačkom topljenja od 1539 °C. Veoma je plastičan, stoga se lako obrađuje, kovati, valjati, štancati. Gvožđe ima sposobnost magnetizacije i demagnetizacije. Termičkim i mehaničkim metodama može mu se dati veća čvrstoća i tvrdoća. Postoji tehnički čisto i hemijski čisto gvožđe. Tehnički čisto željezo je u suštini čelik s niskim udjelom ugljika; sadrži 0,02-0,04% ugljika, a još manje kisika, sumpora, dušika i fosfora. Hemijski čisto gvožđe sadrži manje od 0,01% nečistoća. Na primjer, spajalice i dugmad su napravljeni od tehnički čistog željeza. Takvo željezo lako korodira, dok kemijski čisto željezo gotovo nije podložno koroziji. Trenutno je željezo osnova moderne tehnologije i poljoprivrednog inženjerstva, transporta i komunikacija, svemirskih brodova i općenito cijele moderne civilizacije. Većina proizvoda, od igle za šivanje do svemirskih letjelica, ne može se napraviti bez upotrebe željeza.
Hemijska svojstva gvožđa
Gvožđe može pokazivati oksidaciona stanja +2 i +3, prema tome, gvožđe daje dve serije jedinjenja. Broj elektrona koje atom gvožđa otpusti tokom hemijskih reakcija zavisi od oksidacione sposobnosti supstanci koje reaguju s njim.
Na primjer, s halogenima željezo stvara halogenide, u kojima ima oksidacijsko stanje od +3:
i sa sumporom - gvožđe (II) sulfid:
Vruće gvožđe gori u kiseoniku sa formiranjem gvozdenog kamenca:
Na visokim temperaturama (700-900 °C) gvožđe reaguje sa vodenom parom:
U skladu sa položajem željeza u elektrohemijskom nizu napona, ono može istisnuti metale desno od njega iz vodenih otopina njihovih soli, na primjer:
Gvožđe se rastvara u razblaženim hlorovodoničnim i sumpornim kiselinama, tj. oksidiraju ga vodikovi joni:
Gvožđe se takođe rastvara u razblaženoj azotnoj kiselini., pri čemu nastaje gvožđe (III) nitrat, voda i produkti redukcije azotne kiseline - N 2, NO ili NH 3 (NH 4 NO 3) u zavisnosti od koncentracije kiseline.
Jedinjenja gvožđa
U prirodi, gvožđe formira brojne minerale. Ovo je magnetna 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. Još jedno prirodno jedinjenje željeza je željezo, ili sumpor, pirit ( pirit) FeS 2, ne služi kao željezna ruda za proizvodnju metala, već se koristi za proizvodnju sumporne kiseline.
Gvožđe karakterišu dve serije jedinjenja: jedinjenja gvožđa(II) i gvožđa(III). Gvožđe (II) oksid FeO i njemu odgovarajući gvožđe (II) hidroksid Fe(OH) 2 dobijaju se indirektno, posebno kroz sledeći lanac transformacija:
Oba jedinjenja imaju različita osnovna svojstva.
Kationi gvožđa(II) Fe 2 + lako oksidira atmosferskim kisikom do željeznih (III) katjona Fe 3 + . Dakle, bijeli talog željezovog (II) hidroksida postaje zelen, a zatim smeđi, pretvarajući se u željezov (III) hidroksid:
Gvožđe(III) oksid Fe 2 O 3 a odgovarajući željezov (III) hidroksid Fe(OH) 3 se također dobija indirektno, na primjer, duž lanca:
Od soli gvožđa, sulfati i hloridi su od najveće tehničke važnosti.
Kristalni hidrat željeza (II) sulfata FeSO 4 7H 2 O, poznat kao željezni sulfat, koristi se za suzbijanje biljnih štetočina, za pripremu mineralnih boja i u druge svrhe. Gvožđe (III) hlorid FeCl 3 se koristi kao jedkalo pri bojenju tkanina. Gvožđe (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O koristi se za prečišćavanje vode i druge svrhe.
Fizička i hemijska svojstva željeza i njegovih spojeva sažeta su u tabeli:
Hemijska svojstva gvožđa u tabelama
Kvalitativne reakcije na Fe 2+ i Fe 3+ jone
Za prepoznavanje jedinjenja gvožđa (II) i (III). provode kvalitativne reakcije na Fe jone 2+ i Fe 3+ . Kvalitativna reakcija na Fe 2+ ione je reakcija soli željeza (II) sa spojem K 3, koji se naziva crvena krvna sol. Ovo je posebna grupa soli koja se naziva kompleksne soli, s kojom ćete se kasnije upoznati. U međuvremenu, morate razumjeti kako se takve soli disociraju:
Reagens za Fe 3+ ione je još jedno kompleksno jedinjenje - žuta krvna so - K 4, koja se u rastvoru disocira na sličan način:
Ako se otopinama crvene krvne soli (reagens za Fe 2+) i žute krvne soli (reagens za Fe 3+) dodaju otopine koje sadrže ione Fe 2+ i Fe 3+, tada se u oba slučaja taloži isti plavi talog :
Za detekciju Fe 3+ jona koristi se i interakcija soli gvožđa (III) sa kalijum tiocijanatom KNCS ili amonijum tiocijanatom NH 4 NCS. U tom slučaju nastaje ion FeNCNS 2+ jarke boje, zbog čega cijela otopina dobiva intenzivnu crvenu boju:
Tablica rastvorljivosti
Učitavanje...