Il Cu è un metallo attivo. Metalli. Interazione dei metalli con soluzioni alcaline

Per metalli si intende un gruppo di elementi che si presentano sotto forma delle sostanze più semplici. Hanno proprietà caratteristiche, vale a dire elevata conduttività elettrica e termica, coefficiente di resistenza alla temperatura positivo, elevata duttilità e lucentezza metallica.

Si noti che dei 118 elementi chimici scoperti finora, i seguenti dovrebbero essere classificati come metalli:

tra il gruppo dei metalli alcalino terrosi sono presenti 6 elementi;
tra i metalli alcalini ci sono 6 elementi;
tra i metalli di transizione 38;
nel gruppo dei metalli leggeri 11;
Tra i semimetalli ci sono 7 elementi
14 tra i lantanidi e il lantanio,
14 nel gruppo degli attinidi e degli anemoni di mare,
Berillio e magnesio sono fuori dalla definizione.

In base a ciò, 96 elementi sono classificati come metalli. Diamo uno sguardo più da vicino a cosa reagiscono i metalli. Poiché la maggior parte dei metalli ha un piccolo numero di elettroni da 1 a 3 a livello elettronico esterno, nella maggior parte delle loro reazioni possono agire come agenti riducenti (cioè cedono i loro elettroni ad altri elementi).

Reazioni con gli elementi più semplici

Ad eccezione dell'oro e del platino, assolutamente tutti i metalli reagiscono con l'ossigeno. Si noti inoltre che la reazione con l'argento avviene ad alte temperature, ma l'ossido di argento (II) non si forma a temperature normali. A seconda delle proprietà del metallo, come risultato della reazione con l'ossigeno si formano ossidi, superossidi e perossidi.

Ecco alcuni esempi di ciascuna formazione chimica:

ossido di litio – 4Li+O2 =2Li2O;
superossido di potassio – K+O 2 =KO 2;
perossido di sodio – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Per ottenere un ossido da un perossido è necessario ridurlo con lo stesso metallo. Ad esempio, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Con metalli a bassa e media attività, una reazione simile si verificherà solo se riscaldati, ad esempio: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

I metalli possono reagire con l'azoto solo con metalli attivi, tuttavia, a temperatura ambiente solo il litio può reagire, formando nitruri - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, tuttavia, quando riscaldato, si verifica la seguente reazione chimica: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N2 =Ca3N2.
Assolutamente tutti i metalli reagiscono con lo zolfo, come con l'ossigeno, ad eccezione dell'oro e del platino. Si noti che il ferro può reagire solo se riscaldato con lo zolfo, formando solfuro: Fe+S=FeS
Solo i metalli attivi possono reagire con l'idrogeno. Questi includono metalli dei gruppi IA e IIA, ad eccezione del berillio. Tali reazioni possono verificarsi solo se riscaldate, formando idruri.
Poiché lo stato di ossidazione dell'idrogeno è considerato γ1, i metalli in questo caso agiscono da agenti riducenti: 2Na + H 2 = 2NaH.
I metalli più attivi reagiscono anche con il carbonio. Come risultato di questa reazione si formano acetilenidi o metanidi.

Consideriamo quali metalli reagiscono con l'acqua e cosa producono come risultato di questa reazione? Gli acetileni, quando reagiscono con l'acqua, daranno acetilene e il metano sarà ottenuto come risultato della reazione dell'acqua con i metanidi. Ecco alcuni esempi di queste reazioni:

Acetilene – 2Na+2C= Na2C2;
Metano - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2.

Reazione degli acidi con i metalli

I metalli possono anche reagire diversamente con gli acidi. Solo quei metalli che si trovano nella serie di attività elettrochimica dei metalli fino all'idrogeno reagiscono con tutti gli acidi.

Diamo un esempio di reazione di sostituzione che mostra con cosa reagiscono i metalli. In un altro modo, questa reazione è chiamata redox: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Alcuni acidi possono anche interagire con i metalli che vengono dopo l'idrogeno: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Si noti che un acido così diluito può reagire con un metallo secondo lo schema classico mostrato: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.

A causa della presenza di elettroni liberi (“gas di elettroni”) nel reticolo cristallino, tutti i metalli presentano le seguenti proprietà generali caratteristiche:

1) Plastica– la capacità di cambiare facilmente forma, allungarsi in filo e arrotolarsi in fogli sottili.

2) Lucentezza metallica e opacità. Ciò è dovuto all'interazione degli elettroni liberi con la luce incidente sul metallo.

3) Conduttività elettrica. È spiegato dal movimento direzionale degli elettroni liberi dal polo negativo a quello positivo sotto l'influenza di una piccola differenza di potenziale. Quando riscaldato, la conduttività elettrica diminuisce, perché All'aumentare della temperatura, le vibrazioni degli atomi e degli ioni nei nodi del reticolo cristallino si intensificano, il che complica il movimento direzionale del "gas di elettroni".

4) Conduttività termica.È causato dall'elevata mobilità degli elettroni liberi, grazie alla quale la temperatura si livella rapidamente sulla massa del metallo. La più alta conduttività termica si trova nel bismuto e nel mercurio.

5) Durezza. Il più duro è il cromo (taglia il vetro); i metalli alcalini più teneri - potassio, sodio, rubidio e cesio - vengono tagliati con un coltello.

6) Densità. Quanto più piccola è la massa atomica del metallo e quanto maggiore è il raggio dell'atomo, tanto più piccolo è. Il più leggero è il litio (ρ=0,53 g/cm3); il più pesante è l'osmio (ρ=22,6 g/cm3). I metalli con densità inferiore a 5 g/cm3 sono considerati “metalli leggeri”.

7) Punti di fusione ed ebollizione. Il metallo più fusibile è il mercurio (mp = -39°C), il metallo più refrattario è il tungsteno (mp = 3390°C). Metalli con temperatura di fusione sopra i 1000°C sono considerati refrattari, sotto – bassofondenti.

Proprietà chimiche generali dei metalli

Agenti riducenti forti: Me 0 – nē → Me n +

Numerose tensioni caratterizzano l'attività comparativa dei metalli nelle reazioni redox in soluzioni acquose.

1. Reazioni di metalli con non metalli

1) Con ossigeno:
2Mg+O2→2MgO

2) Con zolfo:
Hg + S → HgS

3) Con alogeni:
Ni + Cl2 – t° → NiCl2

4) Con azoto:
3Ca + N2 – t° → Ca3N2

5) Con fosforo:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Con idrogeno (reagiscono solo i metalli alcalini e alcalino terrosi):
2Li+H2→2LiH

Ca + H2 → CaH2

2. Reazioni dei metalli con acidi

1) I metalli nella serie di tensioni elettrochimiche fino a H riducono gli acidi non ossidanti a idrogeno:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+6HCl → 2AlCl3+3H2

6Na+2H3PO4 → 2Na3PO4+3H2

2) Con acidi ossidanti:

Quando l'acido nitrico di qualsiasi concentrazione e l'acido solforico concentrato interagiscono con i metalli L'idrogeno non viene mai rilasciato!

Zn + 2H2SO4(K) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H2SO4(k) + Cu → CuSO4 + SO2 + 2H2O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3. Interazione dei metalli con l'acqua

1) Gli attivi (metalli alcalini e alcalino terrosi) formano una base solubile (alcali) e idrogeno:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+2H2O → Ca(OH)2 + H2

2) I metalli di media attività vengono ossidati dall'acqua quando riscaldati fino a diventare un ossido:

Zn + H2O – t° → ZnO + H2

3) Inattivo (Au, Ag, Pt) - non reagisce.

4. Spostamento di metalli meno attivi da parte di metalli più attivi da soluzioni dei loro sali:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Nell'industria spesso non vengono utilizzati metalli puri, ma miscele di essi - leghe, in cui le proprietà benefiche di un metallo sono integrate dalle proprietà benefiche di un altro. Pertanto, il rame ha una bassa durezza e non è adatto alla fabbricazione di parti di macchine, mentre le leghe di rame e zinco ( ottone) sono già piuttosto duri e sono ampiamente utilizzati nell'ingegneria meccanica. L'alluminio ha un'elevata duttilità e una leggerezza sufficiente (bassa densità), ma è troppo morbido. Sulla base di esso, viene preparata una lega con magnesio, rame e manganese: duralluminio (duralluminio), che, senza perdere le proprietà benefiche dell'alluminio, acquisisce elevata durezza e diventa adatto nella costruzione di aeromobili. Le leghe di ferro con carbonio (e additivi di altri metalli) sono ampiamente conosciute ghisa E acciaio.

I metalli liberi lo sono restauratori. Tuttavia, alcuni metalli hanno una bassa reattività a causa del fatto che sono rivestiti pellicola di ossido superficiale, a vari livelli, resistente ai reagenti chimici come acqua, soluzioni di acidi e alcali.

Ad esempio, il piombo è sempre ricoperto da una pellicola di ossido; la sua transizione in soluzione richiede non solo l'esposizione a un reagente (ad esempio acido nitrico diluito), ma anche il riscaldamento. La pellicola di ossido sull'alluminio impedisce la sua reazione con l'acqua, ma viene distrutta da acidi e alcali. Film di ossido sciolto (ruggine), formatosi sulla superficie del ferro nell'aria umida, non interferisce con l'ulteriore ossidazione del ferro.

Sotto l'influenza concentrato si formano acidi sui metalli sostenibile pellicola di ossido. Questo fenomeno si chiama passivazione. Quindi, concentrato acido solforico metalli come Be, Bi, Co, Fe, Mg e Nb sono passivati (e quindi non reagiscono con l'acido) e nell'acido nitrico concentrato - metalli A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th e U.

Quando interagiscono con agenti ossidanti in soluzioni acide, la maggior parte dei metalli si trasforma in cationi, la cui carica è determinata dallo stato di ossidazione stabile di un dato elemento nei composti (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ e Fe 3 +)

L'attività riducente dei metalli in soluzione acida è trasmessa da una serie di sollecitazioni. La maggior parte dei metalli viene trasferita in soluzione con acido cloridrico e solforico diluito, ma Cu, Ag e Hg - solo con acido solforico (concentrato) e nitrico, e Pt e Au - con "regia vodka".

Corrosione dei metalli

Una proprietà chimica indesiderabile dei metalli è la loro corrosione, ad es. distruzione attiva (ossidazione) a contatto con l'acqua e sotto l'influenza dell'ossigeno disciolto in essa (corrosione da ossigeno). Ad esempio, è ampiamente nota la corrosione dei prodotti in ferro nell'acqua, a seguito della quale si forma ruggine e i prodotti si sbriciolano in polvere.

La corrosione dei metalli avviene anche nell'acqua per la presenza dei gas disciolti CO 2 e SO 2; viene creato un ambiente acido e i cationi H + vengono spostati da metalli attivi sotto forma di idrogeno H 2 ( corrosione da idrogeno).

L'area di contatto tra due metalli diversi può essere particolarmente corrosiva ( corrosione da contatto). Una coppia galvanica si verifica tra un metallo, ad esempio Fe, e un altro metallo, ad esempio Sn o Cu, posto in acqua. Il flusso di elettroni va dal metallo più attivo, che si trova a sinistra nella serie di tensioni (Re), al metallo meno attivo (Sn, Cu), e il metallo più attivo viene distrutto (corroso).

È per questo motivo che la superficie stagnata delle lattine (ferro rivestito di stagno) si arrugginisce se conservata in un'atmosfera umida e maneggiata con noncuranza (il ferro collassa rapidamente anche dopo la comparsa di un piccolo graffio, permettendo al ferro di entrare in contatto con l'umidità). Al contrario, la superficie zincata di un secchio di ferro non arrugginisce a lungo, poiché anche se ci sono graffi, non è il ferro a corrodersi, ma lo zinco (metallo più attivo del ferro).

La resistenza alla corrosione di un dato metallo aumenta quando viene rivestito con un metallo più attivo o quando vengono fusi; Pertanto, rivestire il ferro con cromo o realizzare una lega di ferro e cromo elimina la corrosione del ferro. Ferro cromato e acciaio contenente cromo ( acciaio inossidabile), hanno un'elevata resistenza alla corrosione.

RICORDARE!!!

Metalli alcalini – questo è il gruppo I, A è il sottogruppo principale – Li, N / a, K, Rb, Cs, Fr

Metalli alcalino terrosi – questo è il gruppo II, A – il sottogruppo principale (Be, Mg non appartengono) – Circa, Signore, Ba, RA

N IO

Motivi Io (OH) N

OH – gruppo ossidrile, con valenza (I)

Alcali – si tratta di basi idrosolubili (vedi TABELLA SOLUBILITÀ)

IO N

Acidi - queste sono sostanze complesse con la formula generale N n(KO)

(KO) – residuo acido

V-VII

Ossido acido – neMe x O y E Pelliccia x O y

Io, II

Ossidi basici – Pelliccia x O y

IO. Interazione dell'acqua con i metalli.

A seconda dell'attività del metallo, la reazione avviene in condizioni diverse e si formano prodotti diversi.

1). Interazione con i metalli più attivi , in piedi nella tavola periodica a Gruppi I A e I I A (metalli alcalini e alcalino terrosi) e alluminio . Nella serie di attività, questi metalli si trovano fino all'alluminio (incluso)

La reazione procede in condizioni normali, producendo alcali e idrogeno.

io io

2Li + 2 H 2 O = 2 Li OH + H 2

HOH idrossido

litio

Io II

Ba + 2 H 2 O = Ba (OH) 2 + H 2

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

idrossido

alluminio

OH è un gruppo idrossi, è sempre monovalente

CONCLUSIONE – metalli attivi - Li, N / a, K, Rb, Cs, Fr, Circa, Signore, Ba, Ra+ Al, reagisci così

Me + H2O =Me(OH)n + H2( R. sostituzione)

Base

2) Interazione con metalli meno attivi, che si trovano nella serie di attività dall'alluminio all'idrogeno.

La reazione avviene solo con acqua vapore, cioè quando riscaldato.

In questo caso si formano: l'ossido di questo metallo e l'idrogeno.

I II I

Fe + H2O = FeO + H2 (si verifica la reazione di sostituzione)

ossido

ghiandola

Ni + H2O = NiO + H2

(La valenza di un metallo può essere facilmente determinata dalla serie di attività dei metalli; sopra il loro simbolo c'è un valore, ad esempio +2, questo significa che la valenza di questo metallo è 2).

CONCLUSIONE – metalli di media attività, che si trovano nella serie di attività fino a (H 2) – Essere, Mg, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn: reagisci in questo modo

3) I metalli nella serie di attività dopo l'idrogeno non reagiscono con l'acqua.

Cu + H 2 O = nessuna reazione

io io. Interazione con ossidi (basici e acidi)

Solo quegli ossidi che reagiscono con l'acqua reagiscono con l'acqua per produrre un prodotto idrosolubile (acido o alcali).

1). Interazione con ossidi basici.

Solo i principali ossidi dei metalli attivi, che si trovano nei gruppi I A e I I A, interagiscono con l'acqua, ad eccezione di Be e Mg (l'ossido di alluminio non reagisce, perché è anfotero). La reazione procede in condizioni normali e si forma solo un alcali.

Io II

Na2O + H2O = 2 NaOHBaO + H2O =Ba (OH)2 (si verifica una reazione composta)

2) Interazione degli ossidi acidi con l'acqua.

Gli ossidi acidi reagiscono tutti con l'acqua. L'unica eccezione è SiO2.

Questo produce acidi. In tutti gli acidi, l'idrogeno viene prima, quindi l'equazione della reazione è scritta come segue:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3

SO 3 freddo

+H2O P2O5

H2SO4 + H2O

H2P2O6

P2O5+3H2O=2H3PO4

caldo

P2O5

+ H 6 O 3

H6P2O8

Nota che a seconda della temperatura dell'acqua, si formano diversi prodotti quando interagiscono con P 2 O 5.

IVInterazione con l'acqua Cnon metalli

Esempi: Cl2+H2O =HCl+HClO

C+H2O =CO+H2

diossido di carbonio

Si+2H2O =SiO2+2H2.

I metalli variano notevolmente nella loro attività chimica. L'attività chimica di un metallo può essere giudicata approssimativamente dalla sua posizione in.

I metalli più attivi si trovano all'inizio di questa riga (a sinistra), i meno attivi alla fine (a destra).
Reazioni con sostanze semplici. I metalli reagiscono con i non metalli per formare composti binari. Le condizioni di reazione, e talvolta i loro prodotti, variano notevolmente a seconda dei diversi metalli.
Ad esempio, i metalli alcalini reagiscono attivamente con l'ossigeno (anche nell'aria) a temperatura ambiente per formare ossidi e perossidi

4Li + O2 = 2Li2O;
2Na+O2 = Na2O2

I metalli di media attività reagiscono con l'ossigeno quando riscaldati. In questo caso si formano ossidi:

2Mg + O2 = t2MgO.

I metalli a bassa attività (ad esempio oro, platino) non reagiscono con l'ossigeno e quindi praticamente non cambiano la loro lucentezza nell'aria.
La maggior parte dei metalli, se riscaldati con polvere di zolfo, formano i corrispondenti solfuri:

Reazioni con sostanze complesse. I composti di tutte le classi reagiscono con i metalli: ossidi (inclusa l'acqua), acidi, basi e sali.
I metalli attivi reagiscono violentemente con l'acqua a temperatura ambiente:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.

La superficie di metalli come magnesio e alluminio è protetta da una densa pellicola dell'ossido corrispondente. Ciò impedisce che si verifichi la reazione con l'acqua. Tuttavia, se questo film viene rimosso o la sua integrità viene interrotta, anche questi metalli reagiscono attivamente. Ad esempio, il magnesio in polvere reagisce con l'acqua calda:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

A temperature elevate, anche i metalli meno attivi reagiscono con l'acqua: Zn, Fe, Mil, ecc. In questo caso si formano i corrispondenti ossidi. Ad esempio, quando si fa passare il vapore acqueo sulla limatura di ferro calda, si verifica la seguente reazione:

3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.

I metalli nella serie di attività fino all'idrogeno reagiscono con gli acidi (eccetto HNO 3) per formare sali e idrogeno. I metalli attivi (K, Na, Ca, Mg) reagiscono molto violentemente (ad alta velocità) con soluzioni acide:

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
2Al + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 3H2.

I metalli a bassa attività sono spesso praticamente insolubili negli acidi. Ciò è dovuto alla formazione di una pellicola di sale insolubile sulla loro superficie. Ad esempio, il piombo, che si trova nella serie di attività prima dell'idrogeno, è praticamente insolubile negli acidi solforico e cloridrico diluiti a causa della formazione di una pellicola di sali insolubili (PbSO 4 e PbCl 2) sulla sua superficie.

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Proprietà chimiche caratteristiche delle sostanze semplici: i metalli

La maggior parte degli elementi chimici sono classificati come metalli: 92 su 114 elementi conosciuti. Metalli- questi sono elementi chimici i cui atomi cedono elettroni dallo strato elettronico esterno (e alcuni dallo strato elettronico esterno), trasformandosi in ioni positivi. Questa proprietà degli atomi metallici è determinata da che hanno raggi relativamente grandi e un piccolo numero di elettroni(principalmente da 1 a 3 sullo strato esterno). Le uniche eccezioni sono 6 metalli: gli atomi di germanio, stagno e piombo sullo strato esterno hanno 4 elettroni, gli atomi di antimonio e bismuto - 5, gli atomi di polonio - 6. Per gli atomi di metallo caratterizzati da piccoli valori di elettronegatività(da 0,7 a 1,9) ed esclusivamente proprietà riparatrici, cioè la capacità di donare elettroni. Nella tavola periodica degli elementi chimici di D.I. Mendeleev, i metalli si trovano sotto la diagonale boro-astato, così come sopra di essa, in sottogruppi secondari. Nei periodi e nei sottogruppi principali sono noti modelli di cambiamento del metallico e quindi delle proprietà riducenti degli atomi degli elementi.

Elementi chimici situati vicino alla diagonale boro-astato (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, ecc.) hanno proprietà duali: in alcuni dei loro composti si comportano come i metalli, in altri presentano le proprietà dei non metalli. Nei sottogruppi secondari, le proprietà riducenti dei metalli molto spesso diminuiscono con l'aumentare del numero atomico.

Confronta l'attività dei metalli del gruppo I del sottogruppo secondario a te noto: Cu, Ag, Au; Gruppo II del sottogruppo secondario: Zn, Cd, Hg - e lo vedrai tu stesso. Ciò può essere spiegato dal fatto che la forza del legame tra gli elettroni di valenza e il nucleo negli atomi di questi metalli è largamente influenzata dall'entità della carica nucleare e non dal raggio dell'atomo. La carica nucleare aumenta in modo significativo e aumenta l'attrazione degli elettroni sul nucleo. In questo caso, sebbene il raggio atomico aumenti, non è così significativo come per i metalli dei sottogruppi principali.

Sostanze semplici formate da elementi chimici - metalli e sostanze complesse contenenti metalli svolgono un ruolo vitale nella "vita" minerale e organica della Terra. Basti ricordare che gli atomi (ioni) degli elementi metallici sono parte integrante dei composti che determinano il metabolismo nel corpo dell'uomo e degli animali. Ad esempio, nel sangue umano si trovano 76 elementi e solo 14 di essi non sono metalli.

Nel corpo umano alcuni elementi metallici (calcio, potassio, sodio, magnesio) sono presenti in grandi quantità, sono cioè macroelementi. E metalli come cromo, manganese, ferro, cobalto, rame, zinco, molibdeno sono presenti in piccole quantità, ad es. questi sono oligoelementi. Se una persona pesa 70 kg, il suo corpo contiene (in grammi): calcio - 1700, potassio - 250, sodio - 70, magnesio - 42, ferro - 5, zinco - 3. Tutti i metalli sono estremamente importanti, sorgono problemi di salute e con la loro carenza e con il loro eccesso.

Ad esempio, gli ioni di sodio regolano il contenuto di acqua nel corpo e la trasmissione degli impulsi nervosi. La sua carenza porta a mal di testa, debolezza, scarsa memoria, perdita di appetito, mentre il suo eccesso porta ad aumento della pressione sanguigna, ipertensione e malattie cardiache.

Sostanze semplici: metalli

L'emergere della civiltà (età del bronzo, età del ferro) è associata allo sviluppo della produzione di metalli (sostanze semplici) e leghe. Strettamente legata alla produzione dei metalli è anche la rivoluzione scientifica e tecnologica iniziata circa 100 anni fa, che ha interessato sia l’industria che la sfera sociale. Basandosi su tungsteno, molibdeno, titanio e altri metalli, iniziarono a creare leghe refrattarie, super dure e resistenti alla corrosione, il cui utilizzo ampliò notevolmente le capacità dell'ingegneria meccanica. Nella tecnologia nucleare e spaziale, le leghe di tungsteno e renio vengono utilizzate per realizzare parti che funzionano a temperature fino a 3000 °C; In medicina vengono utilizzati strumenti chirurgici realizzati in leghe di tantalio e platino e ceramiche uniche a base di ossidi di titanio e zirconio.

E, naturalmente, non dobbiamo dimenticare che la maggior parte delle leghe utilizza il ferro, il metallo noto da tempo, e la base di molte leghe leggere è costituita da metalli relativamente "giovani": alluminio e magnesio. I materiali compositi sono diventati supernove, che rappresentano, ad esempio, polimeri o ceramiche, che all'interno (come il cemento con barre di ferro) sono rinforzati con fibre metalliche di tungsteno, molibdeno, acciaio e altri metalli e leghe - tutto dipende dall'obiettivo prefissato e dal proprietà del materiale necessarie per realizzarlo. La figura mostra un diagramma del reticolo cristallino del sodio metallico. In esso, ogni atomo di sodio è circondato da otto vicini. L'atomo di sodio, come tutti i metalli, ha molti orbitali di valenza vuoti e pochi elettroni di valenza. Formula elettronica dell'atomo di sodio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, dove 3s, 3p, 3d - orbitali di valenza.

Elettrone di valenza singolo dell'atomo di sodio 3s 1 possono occupare uno qualsiasi dei nove orbitali liberi: 3s (uno), 3p (tre) e 3d (cinque), perché non differiscono molto nel livello di energia. Quando gli atomi si avvicinano l'uno all'altro, quando si forma un reticolo cristallino, gli orbitali di valenza degli atomi vicini si sovrappongono, grazie ai quali gli elettroni si muovono liberamente da un orbitale all'altro, stabilendo legami tra tutti gli atomi del cristallo metallico. Un tale legame chimico è chiamato metallico.

Un legame metallico è formato da elementi i cui atomi nello strato esterno hanno pochi elettroni di valenza rispetto a un gran numero di orbitali esterni energeticamente vicini. I loro elettroni di valenza sono debolmente trattenuti nell'atomo. Gli elettroni che effettuano la comunicazione sono socializzati e si muovono attraverso il reticolo cristallino del metallo generalmente neutro. Le sostanze con un legame metallico sono caratterizzate da reticoli cristallini metallici, che di solito sono rappresentati schematicamente come mostrato in figura. I cationi e gli atomi metallici situati nei siti del reticolo cristallino ne garantiscono stabilità e forza (gli elettroni socializzati sono raffigurati come piccole palline nere).

Collegamento in metallo- questo è un legame nei metalli e nelle leghe tra atomi metallici situati nei nodi del reticolo cristallino, effettuato da elettroni di valenza condivisi. Alcuni metalli cristallizzano in due o più forme cristalline. Questa proprietà delle sostanze - di esistere in diverse modificazioni cristalline - è chiamata polimorfismo. Il polimorfismo delle sostanze semplici è noto come allotropia. Ad esempio, il ferro presenta quattro modifiche cristalline, ciascuna delle quali è stabile in un determinato intervallo di temperature:

α - stabile fino a 768 °C, ferromagnetico;

β - stabile da 768 a 910 °C, non ferromagnetico, cioè paramagnetico;

γ - stabile da 910 a 1390 °C, non ferromagnetico, cioè paramagnetico;

δ - stabile da 1390 a 1539 °C (£° pl ferro), non ferromagnetico.

Lo stagno ha due modifiche cristalline:

α - stabile al di sotto di 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Questa è latta grigia. Ha un reticolo cristallino di tipo diamante (atomico);

β - stabile sopra 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Questa è latta bianca.

Lo stagno bianco è un metallo bianco-argenteo, molto morbido. Quando viene raffreddato al di sotto dei 13,2 °C, si sbriciola in polvere grigia, poiché durante la transizione il suo volume specifico aumenta notevolmente. Questo fenomeno venne chiamato la “piaga dello stagno”.

Naturalmente, un tipo speciale di legame chimico e il tipo di reticolo cristallino dei metalli devono determinare e spiegare le loro proprietà fisiche. Quali sono? Si tratta di lucentezza metallica, duttilità, elevata conduttività elettrica e termica, aumento della resistenza elettrica all'aumentare della temperatura, nonché proprietà significative come densità, elevati punti di fusione e ebollizione, durezza e proprietà magnetiche. Un effetto meccanico su un cristallo con un reticolo cristallino metallico provoca uno spostamento degli strati di atomi di ioni l'uno rispetto all'altro (Fig. 17) e poiché gli elettroni si muovono attraverso il cristallo, non si verifica la rottura del legame, quindi i metalli sono caratterizzati da una maggiore plasticità. Un effetto simile su un solido con legami covalenti (un reticolo cristallino atomico) porta alla rottura dei legami covalenti. La rottura dei legami nel reticolo ionico porta alla mutua repulsione degli ioni con carica simile. Pertanto, le sostanze con reticoli cristallini atomici e ionici sono fragili. I metalli più duttili sono Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Sono facilmente trasformabili in filo, possono essere forgiati, pressati o arrotolati in fogli. Ad esempio, dall'oro è possibile realizzare una lamina d'oro con uno spessore di 0,003 mm e da 0,5 g di questo metallo è possibile ricavare un filo lungo 1 km. Anche il mercurio, che è liquido a temperatura ambiente, diventa malleabile allo stato solido a basse temperature, come il piombo. Solo Bi e Mn non hanno plasticità; sono fragili.

Perché i metalli hanno una caratteristica lucentezza e sono anche opachi?

Gli elettroni che riempiono lo spazio interatomico riflettono i raggi luminosi (invece di trasmetterli come il vetro) e la maggior parte dei metalli disperde equamente tutti i raggi della parte visibile dello spettro. Pertanto sono di colore bianco argenteo o grigio. Lo stronzio, l'oro e il rame assorbono maggiormente le lunghezze d'onda corte (vicine al viola) e riflettono le lunghezze d'onda lunghe dello spettro luminoso, e quindi hanno colori giallo chiaro, giallo e “rame”. Anche se in pratica il metallo non ci sembra sempre un “corpo leggero”. Innanzitutto la sua superficie può ossidarsi e perdere la sua lucentezza. Pertanto, il rame nativo sembra una pietra verdastra. E in secondo luogo, anche il metallo puro potrebbe non brillare. Fogli molto sottili di argento e oro hanno un aspetto completamente inaspettato: hanno un colore verde-bluastro. E le polveri metalliche fini appaiono di colore grigio scuro, persino nero. Argento, alluminio e palladio hanno la maggiore riflettività. Sono utilizzati nella fabbricazione di specchi, compresi i faretti.

Perché i metalli hanno un’elevata conduttività elettrica e conducono il calore?

Gli elettroni che si muovono caoticamente in un metallo, sotto l'influenza di una tensione elettrica applicata, acquisiscono movimento direzionale, cioè conducono corrente elettrica. All'aumentare della temperatura del metallo, aumentano le ampiezze di vibrazione degli atomi e degli ioni situati nei nodi del reticolo cristallino. Ciò rende difficile il movimento degli elettroni e la conduttività elettrica del metallo diminuisce. A basse temperature il movimento oscillatorio, al contrario, si riduce notevolmente e la conduttività elettrica dei metalli aumenta notevolmente. Vicino allo zero assoluto, i metalli non hanno praticamente alcuna resistenza; la maggior parte dei metalli mostra superconduttività.

Va notato che i non metalli che hanno conduttività elettrica (ad esempio la grafite), a basse temperature, al contrario, non conducono corrente elettrica a causa della mancanza di elettroni liberi. E solo con l'aumento della temperatura e la distruzione di alcuni legami covalenti la loro conduttività elettrica inizia ad aumentare. L'argento, il rame, così come l'oro e l'alluminio hanno la più alta conduttività elettrica; il manganese, il piombo e il mercurio hanno la più bassa.

Molto spesso, la conduttività termica dei metalli cambia con lo stesso schema della conduttività elettrica. È dovuto all'elevata mobilità degli elettroni liberi che, scontrandosi con ioni e atomi vibranti, scambiano energia con essi. La temperatura è equalizzata in tutto il pezzo di metallo.

La resistenza meccanica, la densità, il punto di fusione dei metalli sono molto diversi. Inoltre, con un aumento del numero di elettroni che collegano atomi di ioni e una diminuzione della distanza interatomica nei cristalli, aumentano gli indicatori di queste proprietà.

COSÌ, metalli alcalini(Li, K, Na, Rb, Cs), i cui atomi hanno un elettrone di valenza, morbido (tagliato con un coltello), con bassa densità (il litio è il metallo più leggero con p = 0,53 g/cm 3) e fonde a basse temperature (ad esempio, il punto di fusione del cesio è 29°C). L'unico metallo liquido in condizioni normali è il mercurio, che ha un punto di fusione di -38,9 °C. Il calcio, che ha due elettroni nel livello energetico esterno dei suoi atomi, è molto più duro e fonde a una temperatura più elevata (842 °C). Ancora più durevole è il reticolo cristallino formato da ioni scandio, che hanno tre elettroni di valenza. Ma i reticoli cristallini più forti, le alte densità e le temperature di fusione si osservano nei metalli dei sottogruppi secondari V, VI, VII, VIII. Ciò è spiegato dal fatto che i metalli dei sottogruppi laterali, che hanno elettroni di valenza spaiati al sottolivello d, sono caratterizzati dalla formazione di legami covalenti molto forti tra atomi, oltre a quello metallico, effettuata dagli elettroni del gruppo esterno strato dagli orbitali s.

Il metallo più pesante- si tratta di osmio (Os) con p = 22,5 g/cm 3 (componente di leghe superdure e resistenti all'usura), il metallo più refrattario è il tungsteno W con t = 3420 °C (utilizzato per la fabbricazione di lampade ad incandescenza filamenti), il metallo più duro è - Questo è Cr-cromo (vetro antigraffio). Fanno parte dei materiali con cui sono realizzati utensili per il taglio dei metalli, pastiglie dei freni di macchine pesanti, ecc.. I metalli interagiscono con il campo magnetico in diversi modi. Metalli come ferro, cobalto, nichel e gadolinio si distinguono per la loro capacità di essere altamente magnetizzati. Si chiamano ferromagneti. La maggior parte dei metalli (metalli alcalini e alcalino terrosi e una parte significativa dei metalli di transizione) sono debolmente magnetizzati e non mantengono questo stato al di fuori del campo magnetico: sono paramagnetici. I metalli espulsi da un campo magnetico sono diamagnetici (rame, argento, oro, bismuto).

Quando si considera la struttura elettronica dei metalli, abbiamo diviso i metalli in metalli dei sottogruppi principali (elementi s e p) e metalli dei sottogruppi secondari (elementi d ed f di transizione).

Nella tecnologia, è consuetudine classificare i metalli in base a varie proprietà fisiche:

1. Densità - luce (pag< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Punto di fusione: basso punto di fusione e refrattario.

Esistono classificazioni dei metalli in base alle loro proprietà chimiche. Vengono chiamati i metalli con bassa attività chimica nobile(argento, oro, platino e suoi analoghi: osmio, iridio, rutenio, palladio, rodio). In base alla somiglianza delle proprietà chimiche, si distinguono alcalino(metalli del sottogruppo principale del gruppo I), terra alcalina(calcio, stronzio, bario, radio), nonché metalli delle terre rare(scandio, ittrio, lantanio e lantanidi, attinio e attinidi).

Proprietà chimiche generali dei metalli

Gli atomi di metallo sono relativamente facili donare elettroni di valenza e si trasformano in ioni caricati positivamente, cioè vengono ossidati. Questa è la principale proprietà comune sia degli atomi che delle sostanze semplici: i metalli. I metalli sono sempre agenti riducenti nelle reazioni chimiche. La capacità riducente degli atomi di sostanze semplici - metalli formati da elementi chimici di un periodo o di un sottogruppo principale della tavola periodica di D. I. Mendeleev cambia naturalmente.

L'attività riducente di un metallo nelle reazioni chimiche che si verificano in soluzioni acquose si riflette nella sua posizione nella serie di tensioni elettrochimiche dei metalli.

Sulla base di questa serie di tensioni si possono trarre le seguenti importanti conclusioni sull'attività chimica dei metalli nelle reazioni che avvengono in soluzioni acquose in condizioni standard (t = 25 °C, p = 1 atm).

· Più un metallo si trova a sinistra in questa riga, più potente è l'agente riducente.

· Ogni metallo è in grado di spostare (ridurre) dai sali in soluzione i metalli che si trovano dopo di lui nella serie di tensioni (a destra).

· I metalli situati nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno sono in grado di sostituirlo dagli acidi in soluzione

· I metalli che sono gli agenti riducenti più forti (alcali e alcalino terrosi) reagiscono principalmente con l'acqua in qualsiasi soluzione acquosa.

L'attività riducente di un metallo, determinata dalla serie elettrochimica, non sempre corrisponde alla sua posizione nella tavola periodica. Ciò è spiegato dal fatto che quando si determina la posizione di un metallo in una serie di sollecitazioni, viene presa in considerazione non solo l'energia di astrazione degli elettroni dai singoli atomi, ma anche l'energia spesa per la distruzione del reticolo cristallino, nonché come l'energia rilasciata durante l'idratazione degli ioni. Ad esempio, il litio è più attivo nelle soluzioni acquose rispetto al sodio (sebbene il Na sia un metallo più attivo per posizione nel sistema periodico). Il fatto è che l'energia di idratazione degli ioni Li+ è molto maggiore dell'energia di idratazione di Na+, quindi il primo processo è energeticamente più favorevole. Dopo aver esaminato le disposizioni generali che caratterizzano le proprietà riducenti dei metalli, passiamo alle reazioni chimiche specifiche.

Interazione dei metalli con i non metalli

· La maggior parte dei metalli forma ossidi con l'ossigeno- basico e anfotero. Gli ossidi dei metalli di transizione acidi, come l'ossido di cromo (VI) CrOg o l'ossido di manganese (VII) Mn 2 O 7, non si formano mediante ossidazione diretta del metallo con ossigeno. Sono ottenuti indirettamente.

I metalli alcalini Na, K reagiscono attivamente con l'ossigeno presente nell'aria, formando perossidi:

L'ossido di sodio si ottiene indirettamente calcinando i perossidi con i corrispondenti metalli:

Il litio e i metalli alcalino terrosi reagiscono con l'ossigeno atmosferico, formando ossidi basici:

Altri metalli, ad eccezione dei metalli oro e platino, che non sono affatto ossidati dall'ossigeno atmosferico, interagiscono con esso meno attivamente o se riscaldati:

· Con gli alogeni, i metalli formano sali di acidi idroalici, Per esempio:

· I metalli più attivi formano idruri con idrogeno- sostanze ioniche simili a sali in cui l'idrogeno ha uno stato di ossidazione pari a -1, ad esempio:

Molti metalli di transizione formano idruri di tipo speciale con l'idrogeno: è come se l'idrogeno venisse disciolto o introdotto nel reticolo cristallino dei metalli tra atomi e ioni, mentre il metallo mantiene il suo aspetto, ma aumenta di volume. L'idrogeno assorbito si trova nel metallo, apparentemente in forma atomica.

Esistono anche idruri metallici intermedi.

· I metalli grigi formano sali: solfuri, Per esempio:

· I metalli reagiscono più difficilmente con l'azoto, perché il legame chimico nella molecola di azoto N2 è molto forte; In questo caso si formano nitruri. A temperature normali, solo il litio reagisce con l'azoto:

Interazione dei metalli con sostanze complesse

· Con acqua. In condizioni normali, i metalli alcalini e alcalino terrosi spostano l'idrogeno dall'acqua e formano basi solubili - alcali, ad esempio:

Anche altri metalli che si trovano nella serie di tensione prima dell'idrogeno possono, in determinate condizioni, spostare l'idrogeno dall'acqua. Ma l'alluminio reagisce violentemente con l'acqua solo se la pellicola di ossido viene rimossa dalla sua superficie:

Il magnesio reagisce con l'acqua solo quando viene bollito e viene rilasciato anche idrogeno:

Se si aggiunge magnesio in combustione all'acqua, la combustione continua perché avviene la reazione:

Il ferro reagisce con l'acqua solo quando è caldo:

· Con acidi in soluzione (HCl, H 2 COSÌ 4 ),CH 3 COOH e altri, eccetto HNO 3 ) i metalli che si trovano nella serie di tensioni fino all'idrogeno interagiscono. Questo produce sale e idrogeno.

Ma il piombo (e alcuni altri metalli), nonostante la sua posizione nella serie di tensioni (a sinistra dell'idrogeno), è quasi insolubile nell'acido solforico diluito, poiché il solfato di piombo risultante PbSO 4 è insolubile e crea una pellicola protettiva sulla superficie metallica .

· Con sali di metalli meno attivi in soluzione. Come risultato di questa reazione, si forma un sale di un metallo più attivo e un metallo meno attivo viene rilasciato in forma libera.

Va ricordato che la reazione avviene nei casi in cui il sale risultante è solubile. Lo spostamento dei metalli dai loro composti da parte di altri metalli fu studiato per la prima volta in dettaglio da N. N. Beketov, un grande scienziato russo nel campo della chimica fisica. Egli organizzò i metalli in base alla loro attività chimica in una “serie di spostamenti”, che divenne il prototipo di una serie di tensioni metalliche.

· Con sostanze organiche. L'interazione con gli acidi organici è simile alle reazioni con gli acidi minerali. Gli alcoli possono mostrare proprietà acide deboli quando interagiscono con i metalli alcalini:

Il fenolo reagisce in modo simile:

I metalli partecipano alle reazioni con aloalcani, che vengono utilizzati per ottenere cicloalcani inferiori e per sintesi durante le quali lo scheletro carbonioso della molecola diventa più complesso (reazione di A. Wurtz):

· I metalli i cui idrossidi sono anfoteri interagiscono con gli alcali in soluzione. Per esempio:

· I metalli possono formare tra loro composti chimici, collettivamente chiamati composti intermetallici. Molto spesso non mostrano stati di ossidazione degli atomi, che sono caratteristici dei composti di metalli con non metalli. Per esempio:

Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, ecc.

I composti intermetallici di solito non hanno una composizione costante; il legame chimico in essi è principalmente metallico. La formazione di questi composti è più tipica per i metalli dei sottogruppi secondari.

Metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I-III della tavola periodica degli elementi chimici di D. I. Mendeleev

caratteristiche generali

Questi sono i metalli del sottogruppo principale del gruppo I. I loro atomi al livello energetico esterno hanno un elettrone ciascuno. Metalli alcalini - forti agenti riducenti. Il loro potere riducente e la loro attività chimica aumentano con l'aumentare del numero atomico dell'elemento (cioè dall'alto verso il basso nella tavola periodica). Tutti hanno conduttività elettronica. La forza del legame tra gli atomi dei metalli alcalini diminuisce all'aumentare del numero atomico dell'elemento. Anche i loro punti di fusione e di ebollizione diminuiscono. I metalli alcalini reagiscono con molte sostanze semplici - agenti ossidanti. Nelle reazioni con l'acqua formano basi idrosolubili (alcali). Elementi alcalino-terrosi sono chiamati gli elementi del sottogruppo principale del gruppo II. Gli atomi di questi elementi contengono a livello energetico esterno due elettroni ciascuno. Sono gli agenti riducenti più forti, hanno uno stato di ossidazione +2. In questo sottogruppo principale si osservano modelli generali nei cambiamenti delle proprietà fisiche e chimiche, associati ad un aumento della dimensione degli atomi nel gruppo dall'alto verso il basso e anche il legame chimico tra gli atomi si indebolisce. All’aumentare della dimensione dello ione, le proprietà acide degli ossidi e degli idrossidi si indeboliscono e quelle basiche aumentano.

Il sottogruppo principale del gruppo III è costituito dagli elementi boro, alluminio, gallio, indio e tallio. Tutti gli elementi sono elementi p. A livello di energia esterna hanno tre(i) 2 P 1 ) elettrone, il che spiega la somiglianza delle proprietà. Stato di ossidazione +3. All'interno di un gruppo, all'aumentare della carica nucleare, aumentano le proprietà metalliche. Il boro è un elemento non metallico, mentre l'alluminio ha già proprietà metalliche. Tutti gli elementi formano ossidi e idrossidi.

La maggior parte dei metalli si trovano nei sottogruppi della tavola periodica. A differenza degli elementi dei sottogruppi principali, dove il livello esterno degli orbitali atomici viene gradualmente riempito di elettroni, negli elementi dei sottogruppi secondari gli orbitali d del penultimo livello energetico e gli orbitali s dell'ultimo vengono riempiti. Il numero di elettroni corrisponde al numero del gruppo. Gli elementi con un numero uguale di elettroni di valenza sono raggruppati sotto lo stesso numero. Tutti gli elementi dei sottogruppi sono metalli.

Le sostanze semplici formate da metalli del sottogruppo hanno forti reticoli cristallini resistenti al calore. Questi metalli sono i più resistenti e refrattari tra gli altri metalli. Negli elementi d è chiaramente visibile una transizione con un aumento della loro valenza dalle proprietà basiche attraverso anfotere ad acide.

Metalli alcalini (Na, K)

A livello di energia esterna, gli atomi di metalli alcalini degli elementi contengono un elettrone ciascuno, situato a grande distanza dal nucleo. Cedono facilmente questo elettrone, quindi sono forti agenti riducenti. In tutti i composti, i metalli alcalini presentano uno stato di ossidazione pari a +1. Le loro proprietà riducenti aumentano con l'aumentare del raggio atomico da Li a Cs. Sono tutti metalli tipici, hanno un colore bianco-argenteo, sono morbidi (si possono tagliare con un coltello), leggeri e fusibili. Interagisci attivamente con tutti non metalli:

Tutti i metalli alcalini, quando reagiscono con l'ossigeno (ad eccezione del Li), formano perossidi. I metalli alcalini non si trovano in forma libera a causa della loro elevata reattività chimica.

Ossidi- solidi con proprietà basiche. Si ottengono calcinando i perossidi con i corrispondenti metalli:

Idrossidi NaOH, KOH- sostanze solide bianche, igroscopiche, solubili in acqua con cessione di calore, sono classificate come alcali:

I sali di metalli alcalini sono quasi tutti solubili in acqua. I più importanti: Na 2 CO 3 - carbonato di sodio; Na 2 CO 3 10H 2 O - soda cristallina; NaHCO 3 - bicarbonato di sodio, bicarbonato di sodio; K 2 CO 3 - carbonato di potassio, potassa; Na 2 SO 4 10H 2 O - Sale di Glauber; NaCl - cloruro di sodio, sale da cucina.

Elementi del gruppo I nelle tabelle

Metalli alcalino terrosi (Ca, Mg)

Il calcio (Ca) è un rappresentante metalli alcalino terrosi, che sono i nomi degli elementi del sottogruppo principale del gruppo II, ma non tutti, ma solo partendo dal calcio e scendendo verso il gruppo. Questi sono gli elementi chimici che, interagendo con l'acqua, formano alcali. Contiene calcio a livello energetico esterno due elettroni, stato di ossidazione +2.

Le proprietà fisiche e chimiche del calcio e dei suoi composti sono presentate nella tabella.

Magnesio (Mg) ha la stessa struttura atomica del calcio, anche il suo stato di ossidazione è +2. È un metallo tenero, ma la sua superficie è ricoperta da una pellicola protettiva nell'aria, che riduce leggermente la reattività chimica. La sua combustione è accompagnata da un lampo accecante. MgO e Mg(OH)2 presentano proprietà basiche. Sebbene Mg(OH) 2 sia leggermente solubile, colora cremisi la soluzione di fenolftaleina.

Mg + O2 = MgO2

Gli ossidi di MO sono sostanze dure, bianche e refrattarie. In ingegneria, CaO è chiamato calce viva e MgO è chiamato magnesia bruciata; questi ossidi vengono utilizzati nella produzione di materiali da costruzione. La reazione dell'ossido di calcio con l'acqua è accompagnata dal rilascio di calore ed è chiamata spegnimento della calce, e il Ca(OH) 2 risultante è chiamato calce spenta. Una soluzione trasparente di idrossido di calcio è chiamata acqua di calce, mentre una sospensione bianca di Ca(OH) 2 in acqua è chiamata latte di calce.

I sali di magnesio e calcio si ottengono facendoli reagire con acidi.

CaCO 3 - carbonato di calcio, gesso, marmo, calcare. Utilizzato in edilizia. MgCO 3 - carbonato di magnesio - viene utilizzato in metallurgia per rimuovere le scorie.

CaSO 4 2H 2 O - gesso. MgSO 4 - solfato di magnesio - chiamato sale amaro, o inglese, presente nell'acqua di mare. BaSO 4 - solfato di bario - a causa della sua insolubilità e capacità di bloccare i raggi X, viene utilizzato nella diagnostica ("porridge di barite") del tratto gastrointestinale.

Il calcio rappresenta l'1,5% del peso corporeo umano, il 98% del calcio si trova nelle ossa. Il magnesio è un bioelemento, nel corpo umano ce ne sono circa 40 g, è coinvolto nella formazione di molecole proteiche.

Metalli alcalino terrosi nelle tabelle

Alluminio

Alluminio (Al)- elemento del sottogruppo principale del gruppo III del sistema periodico di D.I. Mendeleev. L'atomo di alluminio contiene a livello energetico esterno tre elettroni, che rilascia facilmente durante le interazioni chimiche. L'antenato del sottogruppo e vicino superiore dell'alluminio - il boro - ha un raggio atomico più piccolo (per il boro è 0,080 nm, per l'alluminio - 0,143 nm). Inoltre, l'atomo di alluminio ha uno strato intermedio di otto elettroni (2e; 8e; 3e), che impedisce agli elettroni esterni di raggiungere il nucleo. Pertanto, le proprietà riducenti degli atomi di alluminio sono piuttosto pronunciate.

In quasi tutti i suoi composti, l'alluminio ha stato di ossidazione +3.

L'alluminio è una sostanza semplice

Metallo leggero bianco-argento. Fonde a 660 °C. È molto plastico, si trasforma facilmente in filo e si arrotola in un foglio di spessore fino a 0,01 mm. Ha una conduttività elettrica e termica molto elevata. Formano leghe leggere e resistenti con altri metalli. L'alluminio è un metallo molto attivo. Se la polvere di alluminio o un foglio di alluminio sottile vengono riscaldati fortemente, accendersi e bruciare con una fiamma accecante:

Questa reazione può essere osservata quando bruciano stelle filanti e fuochi d'artificio. L’alluminio, come tutti i metalli, Reagisce facilmente con i non metalli, soprattutto in polvere. Affinché la reazione possa iniziare, è necessario il riscaldamento iniziale, ad eccezione delle reazioni con alogeni - cloro e bromo, ma poi tutte le reazioni dell'alluminio con non metalli procedono in modo molto violento e sono accompagnate dal rilascio di una grande quantità di calore :

Alluminio si dissolve bene negli acidi solforico e cloridrico diluiti:

E qui Gli acidi solforico e nitrico concentrati passivano l'alluminio, formandosi sulla superficie metallica pellicola di ossido densa e durevole, che impedisce l'ulteriore progresso della reazione. Pertanto, questi acidi vengono trasportati in serbatoi di alluminio.

L'ossido e l'idrossido di alluminio hanno proprietà anfotere, quindi l'alluminio si dissolve in soluzioni acquose di alcali, formando sali - alluminati:

L'alluminio è ampiamente utilizzato nella metallurgia per produrre metalli: cromo, manganese, vanadio, titanio, zirconio dai loro ossidi. Questo metodo è chiamato alluminotermia. In pratica, viene spesso utilizzata la termite, una miscela di Fe 3 O 4 con polvere di alluminio. Se questa miscela viene data alle fiamme, ad esempio utilizzando un nastro di magnesio, si verifica una reazione vigorosa che rilascia una grande quantità di calore:

Il calore rilasciato è abbastanza sufficiente per sciogliere completamente il ferro risultante, quindi questo processo viene utilizzato per saldare prodotti in acciaio.

L'alluminio può essere ottenuto mediante elettrolisi: la decomposizione della fusione del suo ossido Al 2 O 3 nelle sue parti componenti utilizzando una corrente elettrica. Ma il punto di fusione dell’ossido di alluminio è di circa 2050 °C, quindi l’elettrolisi richiede grandi quantità di energia.

Collegamenti in alluminio

Alluminosilicati. Questi composti possono essere considerati come sali formati dall'ossido di alluminio, silicio, metalli alcalini e alcalino terrosi. Costituiscono la maggior parte della crosta terrestre. In particolare gli alluminosilicati fanno parte dei feldspati, i minerali e le argille più comuni.

Bauxite- una roccia da cui si ottiene l'alluminio. Contiene ossido di alluminio Al 2 O 3.

Corindone- un minerale della composizione Al 2 O 3, ha una durezza molto elevata, la sua varietà a grana fine contenente impurità - smeriglio, è usata come materiale abrasivo (macinazione). Un altro composto naturale, l'allumina, ha la stessa formula.

Trasparenti, colorati con impurità, i cristalli di corindone sono ben noti: rossi - rubini e blu - zaffiri, che vengono usati come pietre preziose. Attualmente vengono ottenuti artificialmente e vengono utilizzati non solo per la gioielleria, ma anche per scopi tecnici, ad esempio per la produzione di parti di orologi e altri strumenti di precisione. I cristalli di rubino sono utilizzati nei laser.

Ossido di alluminio Al 2 O 3 - una sostanza bianca con un punto di fusione molto alto. Può essere ottenuto decomponendo l'idrossido di alluminio mediante riscaldamento:

Idrossido di alluminio Al(OH) 3 precipita sotto forma di precipitato gelatinoso sotto l'azione degli alcali su soluzioni di sali di alluminio:

Come idrossido anfotero si dissolve facilmente negli acidi e nelle soluzioni alcaline:

Alluminati sono chiamati sali di acidi di alluminio instabili - ortoalluminio H 2 AlO 3, meta-alluminio HAlO 2 (può essere considerato come acido ortoalluminio, dalla cui molecola è stata rimossa una molecola d'acqua). Gli alluminati naturali includono il nobile spinello e il prezioso crisoberillo. I sali di alluminio, ad eccezione dei fosfati, sono altamente solubili in acqua. Alcuni sali (solfuri, solfiti) vengono decomposti dall'acqua. Il cloruro di alluminio AlCl 3 è utilizzato come catalizzatore nella produzione di molte sostanze organiche.

Elementi del gruppo III nelle tabelle

Caratteristiche degli elementi di transizione: rame, zinco, cromo, ferro

Rame (Cu)- elemento di un sottogruppo secondario del primo gruppo. Formula elettronica: (…3d 10 4s 1). Il suo decimo elettrone d è mobile, perché si è spostato dal sottolivello 4S. Il rame nei composti mostra gli stati di ossidazione +1 (Cu 2 O) e +2 (CuO). Il rame è un metallo rosa chiaro, malleabile, viscoso e un ottimo conduttore di elettricità. Punto di fusione 1083 °C.

Come altri metalli del sottogruppo I del gruppo I del sistema periodico, il rame si trova a destra dell'idrogeno nella serie di attività e non lo sposta dagli acidi, ma reagisce con gli acidi ossidanti:

Sotto l'influenza degli alcali su soluzioni di sali di rame, precipita un precipitato di una base debole di colore blu.- idrossido di rame (II), che quando riscaldato si decompone in ossido nero basico CuO e acqua:

Proprietà chimiche del rame nelle tabelle

Zinco (Zn)- elemento di un sottogruppo secondario del gruppo II. La sua formula elettronica è la seguente: (…3d 10 4s 2). Poiché il penultimo sottolivello d negli atomi di zinco è completamente completo, lo zinco nei composti presenta uno stato di ossidazione pari a +2.

Lo zinco è un metallo bianco-argento che praticamente non cambia nell'aria. È resistente alla corrosione grazie alla presenza di una pellicola di ossido sulla sua superficie. Lo zinco è uno dei metalli più attivi a temperature elevate reagisce con sostanze semplici:

sposta l'idrogeno dagli acidi:

Lo zinco, come altri metalli, sposta metalli meno attivi dai loro sali:

Zn + 2AgNO3 = 2Ag + Zn(NO3) 2

L'idrossido di zinco è anfotero, cioè, presenta le proprietà sia degli acidi che delle basi. Quando una soluzione di alcali viene aggiunta gradualmente ad una soluzione di sale di zinco, il precipitato formatosi inizialmente si dissolve (lo stesso accade con l'alluminio):

Proprietà chimiche dello zinco nelle tabelle

Per esempio cromo (Cr) lo si può dimostrare le proprietà degli elementi di transizione non cambiano significativamente durante il periodo: Un cambiamento quantitativo si verifica a causa di un cambiamento nel numero di elettroni negli orbitali di valenza. Lo stato di ossidazione massimo del cromo è +6. Il metallo nella serie di attività è a sinistra dell'idrogeno e lo sposta dagli acidi:

Quando a tale soluzione viene aggiunta una soluzione alcalina, si forma un precipitato di Me(OH). 2 , che viene rapidamente ossidato dall'ossigeno atmosferico:

Corrisponde all'ossido anfotero Cr 2 O 3. L'ossido e l'idrossido di cromo (nello stato di ossidazione più elevato) mostrano rispettivamente le proprietà degli ossidi acidi e degli acidi. Sali dell'acido cromico (H 2 CrO 4 ) in un ambiente acido si trasformano in dicromati- sali dell'acido dicromico (H 2 Cr 2 O 7). I composti del cromo hanno un'elevata capacità ossidante.

Proprietà chimiche del cromo nelle tabelle

Ferro Fe- un elemento del sottogruppo secondario del gruppo VIII e del 4o periodo della tavola periodica di D. I. Mendeleev. Gli atomi di ferro sono strutturati in modo leggermente diverso dagli atomi degli elementi dei sottogruppi principali. Come si conviene ad un elemento del 4° periodo, gli atomi di ferro hanno quattro livelli energetici, ma non è l'ultimo ad essere riempito, bensì il penultimo livello, il terzo dal nucleo. All'ultimo livello, gli atomi di ferro contengono due elettroni. Al penultimo livello, che può ospitare 18 elettroni, l'atomo di ferro ha 14 elettroni. Di conseguenza, la distribuzione degli elettroni tra i livelli negli atomi di ferro è la seguente: 2e; 8e; 14e; 2e. Come tutti i metalli, gli atomi di ferro mostrano proprietà riducenti, cedendo durante le interazioni chimiche non solo due elettroni dell'ultimo livello e acquisendo uno stato di ossidazione di +2, ma anche un elettrone dal penultimo livello, mentre lo stato di ossidazione dell'atomo aumenta a +3.

Il ferro è una sostanza semplice

È un metallo lucido bianco-argenteo con un punto di fusione di 1539 °C. È molto plastico, quindi è facile da lavorare, forgiare, laminare, timbrare. Il ferro ha la capacità di essere magnetizzato e smagnetizzato. È possibile conferire maggiore resistenza e durezza utilizzando metodi termici e meccanici. Esistono ferro tecnicamente puro e chimicamente puro. Il ferro tecnicamente puro è essenzialmente un acciaio a basso tenore di carbonio; contiene lo 0,02-0,04% di carbonio e ancor meno ossigeno, zolfo, azoto e fosforo. Il ferro chimicamente puro contiene meno dello 0,01% di impurità. Ad esempio, graffette e bottoni sono realizzati in ferro tecnicamente puro. Tale ferro si corrode facilmente, mentre il ferro chimicamente puro non è quasi soggetto a corrosione. Attualmente, il ferro è la base della tecnologia moderna e dell'ingegneria agricola, dei trasporti e delle comunicazioni, delle astronavi e, in generale, di tutta la civiltà moderna. La maggior parte dei prodotti, dagli aghi da cucito alle navicelle spaziali, non possono essere realizzati senza l’uso del ferro.

Proprietà chimiche del ferro

Il ferro può presentare stati di ossidazione +2 e +3, di conseguenza, il ferro dà due serie di composti. Il numero di elettroni che un atomo di ferro cede durante le reazioni chimiche dipende dalla capacità ossidante delle sostanze che reagiscono con esso.

Ad esempio, con gli alogeni, il ferro forma alogenuri, nei quali ha uno stato di ossidazione pari a +3:

e con solfuro di zolfo - ferro (II):

Il ferro caldo brucia nell'ossigeno con la formazione di scaglie di ferro:

Ad alte temperature (700-900 °C) stirare reagisce con il vapore acqueo:

In base alla posizione del ferro nella serie di tensioni elettrochimiche, può spostare i metalli alla sua destra da soluzioni acquose dei loro sali, ad esempio:

Il ferro si dissolve negli acidi cloridrico e solforico diluiti, cioè viene ossidato dagli ioni idrogeno:

Il ferro si dissolve anche nell'acido nitrico diluito., questo produce nitrato di ferro (III), acqua e i prodotti di riduzione dell'acido nitrico - N 2, NO o NH 3 (NH 4 NO 3) a seconda della concentrazione dell'acido.

Composti del ferro

In natura, il ferro costituisce una serie di minerali. Questo è minerale di ferro magnetico (magnetite) Fe 3 O 4, minerale di ferro rosso (ematite) Fe 2 O 3, minerale di ferro marrone (limonite) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Un altro composto di ferro naturale è ferro, o zolfo, pirite ( pirite) FeS 2, non serve come minerale di ferro per la produzione di metalli, ma viene utilizzato per la produzione di acido solforico.

Il ferro è caratterizzato da due serie di composti: composti di ferro(II) e ferro(III). L'ossido di ferro (II) FeO e il suo corrispondente idrossido di ferro (II) Fe(OH) 2 si ottengono indirettamente, in particolare, attraverso la seguente catena di trasformazioni:

Entrambi i composti hanno proprietà di base distinte.

Cationi ferro(II) Fe 2 + facilmente ossidato dall'ossigeno atmosferico a cationi ferro (III) Fe 3 + . Pertanto, il precipitato bianco dell'idrossido di ferro (II) diventa verde e poi diventa marrone, trasformandosi in idrossido di ferro (III):

Ossido di ferro (III) Fe 2 O 3 e indirettamente si ottiene anche il corrispondente idrossido di ferro (III) Fe(OH) 3, ad esempio lungo la catena:

Tra i sali di ferro, i solfati e i cloruri sono di massima importanza tecnica.

L'idrato cristallino di solfato di ferro (II) FeSO 4 7H 2 O, noto come solfato di ferro, viene utilizzato per controllare i parassiti delle piante, per preparare vernici minerali e per altri scopi. Il cloruro di ferro (III) FeCl 3 viene utilizzato come mordente durante la tintura dei tessuti. Il solfato di ferro (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O viene utilizzato per la purificazione dell'acqua e altri scopi.

Le proprietà fisiche e chimiche del ferro e dei suoi composti sono riassunte nella tabella:

Proprietà chimiche del ferro nelle tabelle

Reazioni qualitative agli ioni Fe 2+ e Fe 3+

Per il riconoscimento dei composti del ferro (II) e (III). effettuare reazioni qualitative agli ioni Fe 2+ e Fe 3+ . Una reazione qualitativa agli ioni Fe 2+ è la reazione dei sali di ferro (II) con il composto K 3, chiamato sale rosso del sangue. Questo è un gruppo speciale di sali chiamati sali complessi, con cui avrai familiarità in seguito. Nel frattempo, devi capire come si dissociano tali sali:

Il reagente per gli ioni Fe 3+ è un altro composto complesso - sale giallo del sangue - K 4, che in soluzione si dissocia in modo simile:

Se soluzioni contenenti ioni Fe 2+ e Fe 3+ vengono aggiunte, rispettivamente, a soluzioni di sale rosso del sangue (reagente per Fe 2+) e sale giallo del sangue (reagente per Fe 3+), in entrambi i casi precipita lo stesso precipitato blu :

Per rilevare gli ioni Fe 3+, viene utilizzata anche l'interazione dei sali di ferro (III) con il tiocianato di potassio KNCS o il tiocianato di ammonio NH 4 NCS. In questo caso, si forma uno ione FeNCNS 2+ dai colori vivaci, a seguito del quale l'intera soluzione acquisisce un colore rosso intenso:

Tabella di solubilità