Cu er et aktivt metall. Metaller. Interaksjon av metaller med alkaliløsninger
Metaller betyr en gruppe grunnstoffer, som presenteres i form av de enkleste stoffene. De har karakteristiske egenskaper, nemlig høy elektrisk og termisk ledningsevne, positiv temperaturkoeffisient for motstand, høy duktilitet og metallisk glans.
Merk at av de 118 kjemiske grunnstoffene som har blitt oppdaget så langt, bør følgende klassifiseres som metaller:
- blant gruppen av jordalkalimetaller er det 6 grunnstoffer;
- blant alkalimetaller er det 6 grunnstoffer;
- blant overgangsmetaller 38;
- i gruppen av lettmetaller 11;
- Det er 7 elementer blant halvmetaller,
- 14 blant lantanider og lantan,
- 14 i gruppen av aktinider og sjøanemoner,
- Beryllium og magnesium er utenfor definisjonen.
Basert på dette er 96 grunnstoffer klassifisert som metaller. La oss se nærmere på hva metaller reagerer med. Siden de fleste metaller har et lite antall elektroner fra 1 til 3 på det ytre elektroniske nivået, kan de i de fleste av deres reaksjoner fungere som reduksjonsmidler (det vil si at de gir fra seg elektronene til andre grunnstoffer).
Reaksjoner med de enkleste elementene
- Bortsett fra gull og platina, reagerer absolutt alle metaller med oksygen. Merk også at reaksjonen skjer med sølv ved høye temperaturer, men sølv(II)oksid dannes ikke ved normale temperaturer. Avhengig av egenskapene til metallet dannes oksider, superoksider og peroksider som et resultat av reaksjon med oksygen.
Her er eksempler på hver kjemisk utdanning:
- litiumoksid – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
- kaliumsuperoksid – K+O 2 =KO 2;
- natriumperoksid – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.
For å få et oksid fra et peroksid må det reduseres med samme metall. For eksempel Na 2 O 2 + 2Na=2Na 2 O. Med lav- og middels aktive metaller vil en lignende reaksjon kun skje ved oppvarming, for eksempel: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.
- Metaller kan bare reagere med nitrogen med aktive metaller, men ved romtemperatur kan bare litium reagere og danne nitrider - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, men ved oppvarming skjer følgende kjemiske reaksjon: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N2 =Ca3N2.
- Absolutt alle metaller reagerer med svovel, som med oksygen, med unntak av gull og platina. Merk at jern bare kan reagere når det varmes opp med svovel, og danner sulfid: Fe+S=FeS
- Bare aktive metaller kan reagere med hydrogen. Disse inkluderer metaller fra gruppene IA og IIA, unntatt beryllium. Slike reaksjoner kan bare oppstå ved oppvarming, og danner hydrider.
Siden oksidasjonstilstanden til hydrogen regnes som 1, fungerer metallene i dette tilfellet som reduksjonsmidler: 2Na + H 2 = 2NaH.
- De mest aktive metallene reagerer også med karbon. Som et resultat av denne reaksjonen dannes acetylenider eller metanider.
La oss vurdere hvilke metaller som reagerer med vann og hva produserer de som et resultat av denne reaksjonen? Acetylener, når de reagerer med vann, vil gi acetylen, og metan vil bli oppnådd som et resultat av reaksjonen av vann med metanider. Her er eksempler på disse reaksjonene:
- Acetylen – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
- Metan - Na2C2+2H2O=2NaOH+C2H2.
Reaksjon av syrer med metaller
Metaller kan også reagere ulikt med syrer. Bare de metallene som er i rekken av elektrokjemisk aktivitet av metaller opp til hydrogen reagerer med alle syrer.
La oss gi et eksempel på en substitusjonsreaksjon som viser hva metaller reagerer med. På en annen måte kalles denne reaksjonen redoks: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.
Noen syrer kan også interagere med metaller som kommer etter hydrogen: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.
Merk at en slik fortynnet syre kan reagere med et metall i henhold til det klassiske skjemaet som er vist: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.
På grunn av tilstedeværelsen av frie elektroner ("elektrongass") i krystallgitteret, viser alle metaller følgende karakteristiske generelle egenskaper:
1) Plast– Evnen til enkelt å endre form, strekke seg til tråd og rulle til tynne ark.
2) Metallisk glans og opasitet. Dette skyldes samspillet mellom frie elektroner og lys som faller inn på metallet.
3) Elektrisk Strømføringsevne. Det forklares av retningsbevegelsen av frie elektroner fra den negative polen til den positive under påvirkning av en liten potensialforskjell. Ved oppvarming avtar elektrisk ledningsevne, fordi Når temperaturen øker, forsterkes vibrasjoner av atomer og ioner i nodene til krystallgitteret, noe som kompliserer retningsbevegelsen til "elektrongassen".
4) Termisk ledningsevne. Det er forårsaket av den høye mobiliteten til frie elektroner, på grunn av hvilken temperaturen raskt utjevnes over massen til metallet. Den høyeste varmeledningsevnen finnes i vismut og kvikksølv.
5) Hardhet. Det hardeste er krom (skjærer glass); de mykeste alkalimetallene - kalium, natrium, rubidium og cesium - kuttes med en kniv.
6) Tetthet. Jo mindre metallets atommasse og jo større radius til atomet, jo mindre er det. Den letteste er litium (ρ=0,53 g/cm3); den tyngste er osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metaller med en tetthet på mindre enn 5 g/cm3 regnes som "lettmetaller".
7) Smelte- og kokepunkt. Det mest smeltbare metallet er kvikksølv (smp. = -39°C), det mest ildfaste metallet er wolfram (smp. = 3390°C). Metaller med smeltetemperatur over 1000°C regnes som ildfaste, under lavtsmeltende.
Generelle kjemiske egenskaper til metaller
Sterke reduksjonsmidler: Me 0 – nē → Me n +
En rekke spenninger karakteriserer den komparative aktiviteten til metaller i redoksreaksjoner i vandige løsninger.
1. Reaksjoner av metaller med ikke-metaller
1) Med oksygen:
2Mg + O2 → 2MgO
2) Med svovel:
Hg + S → HgS
3) Med halogener:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Med nitrogen:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Med fosfor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2
6) Med hydrogen (bare alkali- og jordalkalimetaller reagerer):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
2. Reaksjoner av metaller med syrer
1) Metaller i den elektrokjemiske spenningsserien opp til H reduserer ikke-oksiderende syrer til hydrogen:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Med oksiderende syrer:
Når salpetersyre av en hvilken som helst konsentrasjon og konsentrert svovelsyre interagerer med metaller Hydrogen frigjøres aldri!
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
10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3. Interaksjon av metaller med vann
1) Aktiv (alkali- og jordalkalimetaller) danner en løselig base (alkali) og hydrogen:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Metaller med middels aktivitet oksideres av vann når de varmes opp til et oksid:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) - ikke reager.
4. Forskyvning av mindre aktive metaller med mer aktive metaller fra løsninger av deres salter:
Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
I industrien bruker de ofte ikke rene metaller, men blandinger av dem - legeringer, der de fordelaktige egenskapene til ett metall er supplert med de fordelaktige egenskapene til et annet. Dermed har kobber lav hardhet og er uegnet for fremstilling av maskindeler, mens legeringer av kobber og sink ( messing) er allerede ganske harde og er mye brukt i maskinteknikk. Aluminium har høy duktilitet og tilstrekkelig letthet (lav tetthet), men er for mykt. Basert på den tilberedes en legering med magnesium, kobber og mangan - duralumin (duralumin), som, uten å miste de fordelaktige egenskapene til aluminium, får høy hardhet og blir egnet i flykonstruksjon. Legeringer av jern med karbon (og tilsetningsstoffer av andre metaller) er viden kjent støpejern Og stål.
Frie metaller er restauratører. Noen metaller har imidlertid lav reaktivitet på grunn av at de er belagt overflateoksidfilm, i varierende grad, motstandsdyktig mot kjemiske reagenser som vann, løsninger av syrer og alkalier.
For eksempel er bly alltid dekket med en oksidfilm; overgangen til løsning krever ikke bare eksponering for et reagens (for eksempel fortynnet salpetersyre), men også oppvarming. Oksydfilmen på aluminium forhindrer reaksjonen med vann, men ødelegges av syrer og alkalier. Løs oksidfilm (rust), dannet på overflaten av jern i fuktig luft, forstyrrer ikke videre oksidasjon av jern.
Under påvirkning konsentrert det dannes syrer på metaller bærekraftig oksidfilm. Dette fenomenet kalles passivering. Så i konsentrert svovelsyre metaller som Be, Bi, Co, Fe, Mg og Nb passiveres (og reagerer da ikke med syre), og i konsentrert salpetersyre - metallene A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th og U.
Når de interagerer med oksidasjonsmidler i sure løsninger, omdannes de fleste metaller til kationer, hvis ladning bestemmes av den stabile oksidasjonstilstanden til et gitt grunnstoff i forbindelser (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ og Fe 3 +)
Den reduserende aktiviteten til metaller i en sur løsning overføres av en rekke påkjenninger. De fleste metaller overføres til løsning med saltsyre og fortynnede svovelsyrer, men Cu, Ag og Hg - bare med svovelsyre (konsentrert) og salpetersyre, og Pt og Au - med "regia vodka".
Metallkorrosjon
En uønsket kjemisk egenskap ved metaller er deres korrosjon, dvs. aktiv ødeleggelse (oksidasjon) ved kontakt med vann og under påvirkning av oksygen oppløst i det (oksygenkorrosjon). For eksempel er korrosjon av jernprodukter i vann viden kjent, som et resultat av at det dannes rust og produktene smuldrer opp til pulver.
Korrosjon av metaller forekommer også i vann på grunn av tilstedeværelsen av oppløste gasser CO 2 og SO 2; det skapes et surt miljø, og H + kationer fortrenges av aktive metaller i form av hydrogen H 2 ( hydrogenkorrosjon).
Kontaktområdet mellom to forskjellige metaller kan være spesielt etsende ( kontaktkorrosjon). Et galvanisk par oppstår mellom ett metall, for eksempel Fe, og et annet metall, for eksempel Sn eller Cu, plassert i vann. Strømmen av elektroner går fra det mer aktive metallet, som er til venstre i spenningsserien (Re), til det mindre aktive metallet (Sn, Cu), og det mer aktive metallet blir ødelagt (korrodert).
Det er på grunn av dette at den hermetiske overflaten på bokser (jern belagt med tinn) ruster når de lagres i en fuktig atmosfære og håndteres uforsiktig (jernet kollapser raskt etter at selv en liten ripe dukker opp, slik at jernet kommer i kontakt med fuktighet). Tvert imot ruster ikke den galvaniserte overflaten til en jernbøtte over lang tid, siden selv om det er riper, er det ikke jernet som korroderer, men sinken (et mer aktivt metall enn jern).
Korrosjonsmotstanden for et gitt metall øker når det er belagt med et mer aktivt metall eller når de er smeltet sammen; Å belegge jern med krom eller lage en legering av jern og krom eliminerer således korrosjon av jern. Forkrommet jern og stål som inneholder krom ( rustfritt stål), har høy korrosjonsbestandighet.
HUSKE!!!
Alkalimetaller – dette er gruppe I, A er hovedundergruppen – Li, Nei, K, Rb, Cs, Fr
Alkaliske jordmetaller – dette er gruppe II, A – hovedundergruppen (Be, Mg hører ikke til) – Ca, Sr, Ba, Ra
n Jeg
Begrunnelse meg (OH) n
OH - hydroksylgruppe, med valens (I)
Alkalier – disse er vannløselige baser (se LØSELIGHETSTABEL)
Jeg n
Syrer - dette er komplekse stoffer med den generelle formelen N n (KO)
(KO) – sur rest
V - VII
Syreoksid – neMe x O y Og Pels x O y
I, II
Grunnleggende oksider – Pels x O y
JEG. Interaksjon av vann med metaller.
Avhengig av aktiviteten til metallet skjer reaksjonen under ulike forhold og ulike produkter dannes.
1). Interaksjon med de mest aktive metallene , stående i det periodiske system kl I A og I I A grupper (alkali- og jordalkalimetaller) og aluminium . I aktivitetsserien er disse metallene plassert opp til aluminium (inklusive)
Reaksjonen fortsetter under normale forhold, og produserer alkali og hydrogen.
jeg jeg
2Li + 2 H 2 O = 2 Li OH + H 2
HOH-hydroksid
litium
I II
Ba + 2 H 2 O = Ba (OH) 2 + H 2
2 Al + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2
hydroksid
aluminium
OH er en hydroksogruppe, den er alltid enverdig
KONKLUSJON – aktive metaller – Li, Nei, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra+ Al - reager slik
|
Me + H 2 O = Me(OH) n + H 2( R. substitusjon) Utgangspunkt |
2) Interaksjon med mindre aktive metaller, som er plassert i aktivitetsserien fra aluminium til hydrogen.
Reaksjonen skjer kun med dampvann, dvs. ved oppvarming.
I dette tilfellet dannes følgende: oksidet av dette metallet og hydrogen.
I II I
Fe + H 2 O = FeO + H 2 (substitusjonsreaksjon oppstår)
oksid
kjertel
Ni + H 2 O = NiO + H 2
(Valensen til et metall kan lett bestemmes av aktivitetsserien til metaller; over symbolet deres er det en verdi, for eksempel +2, dette betyr at valensen til dette metallet er 2).
KONKLUSJON – metaller med middels aktivitet, som står i aktivitetsserien opp til (H 2) – Være, Mg, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn - reager slik
3) Metaller i aktivitetsserien etter hydrogen reagerer ikke med vann.
Cu + H 2 O = ingen reaksjon
jeg jeg. Interaksjon med oksider (basiske og sure)
Bare de oksidene som reagerer med vann reagerer med vann for å produsere et vannløselig produkt (syre eller alkali).
1). Interaksjon med basiske oksider.
Bare hovedoksidene av aktive metaller, som er lokalisert i I A og I I A gruppene, samhandler med vann, bortsett fra Be og Mg (aluminiumoksid reagerer ikke, fordi det er amfotert). Reaksjonen fortsetter under normale forhold, og bare et alkali dannes.
I II
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOHBaO + H 2 O =Ba (OH) 2 (en sammensatt reaksjon oppstår)
2) Interaksjon av sure oksider med vann.
Alle sure oksider reagerer med vann. Det eneste unntaket er SiO 2.
Dette produserer syrer. I alle syrer kommer hydrogen først, så reaksjonsligningen er skrevet som følger:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3
SO 3 kaldt
+H2O P2O5
H2SO4 + H2O
H2P2O6
P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4
varmt
P2O5
+ H 6 O 3
H6P2O8
Merk at avhengig av temperaturen på vannet dannes det forskjellige produkter når de interagerer med P 2 O 5.
IVVanninteraksjon cikke-metaller
Eksempler: Cl2+H2O =HCl +HClO
C +H20 =CO +H2
karbondioksid
Si +2H2O =SiO2 +2H2.
Metaller varierer sterkt i deres kjemiske aktivitet. Den kjemiske aktiviteten til et metall kan omtrent bedømmes ut fra dets posisjon i.
De mest aktive metallene er plassert i begynnelsen av denne raden (til venstre), de minst aktive er på slutten (til høyre).
Reaksjoner med enkle stoffer. Metaller reagerer med ikke-metaller for å danne binære forbindelser. Reaksjonsbetingelsene, og noen ganger produktene deres, varierer sterkt for forskjellige metaller.
For eksempel reagerer alkalimetaller aktivt med oksygen (inkludert i luft) ved romtemperatur for å danne oksider og peroksider
4Li + O2 = 2Li20;
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Metaller med middels aktivitet reagerer med oksygen når de varmes opp. I dette tilfellet dannes oksider:
2Mg + O2 = t2MgO.
Lavaktive metaller (for eksempel gull, platina) reagerer ikke med oksygen og endrer derfor praktisk talt ikke glansen i luften.
De fleste metaller, når de varmes opp med svovelpulver, danner de tilsvarende sulfidene:
Reaksjoner med komplekse stoffer. Forbindelser av alle klasser reagerer med metaller - oksider (inkludert vann), syrer, baser og salter.
Aktive metaller reagerer voldsomt med vann ved romtemperatur:
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2;
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2.
Overflaten til metaller som magnesium og aluminium er beskyttet av en tett film av det tilsvarende oksidet. Dette forhindrer at reaksjonen oppstår med vann. Men hvis denne filmen fjernes eller dens integritet blir forstyrret, reagerer disse metallene også aktivt. For eksempel reagerer pulverisert magnesium med varmt vann:
Mg + 2H2O = 100 °C Mg(OH)2 + H2.
Ved forhøyede temperaturer reagerer også mindre aktive metaller med vann: Zn, Fe, Mil osv. I dette tilfellet dannes de tilsvarende oksidene. For eksempel, når vanndamp passerer over varmt jernspon, oppstår følgende reaksjon:
3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.
Metaller i aktivitetsserien opp til hydrogen reagerer med syrer (unntatt HNO 3) for å danne salter og hydrogen. Aktive metaller (K, Na, Ca, Mg) reagerer med sure løsninger veldig voldsomt (ved høy hastighet):
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Lavaktive metaller er ofte praktisk talt uløselige i syrer. Dette skyldes dannelsen av en film av uløselig salt på overflaten. For eksempel er bly, som er i aktivitetsserien før hydrogen, praktisk talt uløselig i fortynnede svovel- og saltsyrer på grunn av dannelsen av en film av uløselige salter (PbSO 4 og PbCl 2) på overflaten.
Du må aktivere JavaScript for å stemmeKarakteristiske kjemiske egenskaper til enkle stoffer - metaller
De fleste kjemiske grunnstoffer er klassifisert som metaller - 92 av 114 kjente grunnstoffer. Metaller- dette er kjemiske elementer hvis atomer gir fra seg elektroner fra det ytre (og noen fra det ytre) elektronlaget, og blir til positive ioner. Denne egenskapen til metallatomer bestemmes av at de har relativt store radier og et lite antall elektroner(stort sett 1 til 3 på det ytre laget). De eneste unntakene er 6 metaller: germanium-, tinn- og blyatomer på det ytre laget har 4 elektroner, antimon- og vismutatomer - 5, poloniumatomer - 6. For metallatomer preget av små elektronegativitetsverdier(fra 0,7 til 1,9) og utelukkende restaurerende egenskaper, dvs. evnen til å donere elektroner. I det periodiske systemet for kjemiske elementer av D.I. Mendeleev er metaller plassert under bor - astatin diagonalen, så vel som over den, i sekundære undergrupper. I periodene og hovedundergruppene er det kjente mønstre i endringene i det metalliske, og derfor de reduserende egenskapene til grunnstoffenes atomer.
Kjemiske elementer lokalisert nær bor-astatin-diagonalen (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, etc.) har doble egenskaper: i noen av deres forbindelser oppfører de seg som metaller, i andre viser de egenskapene til ikke-metaller. I sekundære undergrupper avtar de reduserende egenskapene til metaller oftest med økende atomnummer.
Sammenlign aktiviteten til metallene i gruppe I i den sekundære undergruppen du kjenner til: Cu, Ag, Au; Gruppe II i den sekundære undergruppen: Zn, Cd, Hg - og du vil se dette selv. Dette kan forklares med at styrken til bindingen mellom valenselektronene og kjernen i atomene til disse metallene i stor grad påvirkes av størrelsen på kjerneladningen, og ikke av atomets radius. Kjerneladningen øker betydelig, og tiltrekningen av elektroner til kjernen øker. I dette tilfellet, selv om atomradiusen øker, er den ikke like signifikant som for metallene i hovedundergruppene.
Enkle stoffer dannet av kjemiske elementer - metaller og komplekse metallholdige stoffer spiller en viktig rolle i det mineralske og organiske "livet" på jorden. Det er nok å huske at atomer (ioner) av metallelementer er en integrert del av forbindelser som bestemmer metabolismen i kroppen til mennesker og dyr. For eksempel finnes 76 grunnstoffer i menneskeblod, og bare 14 av dem er ikke metaller.
I menneskekroppen er noen metallelementer (kalsium, kalium, natrium, magnesium) tilstede i store mengder, dvs. de er makroelementer. Og metaller som krom, mangan, jern, kobolt, kobber, sink, molybden er tilstede i små mengder, dvs. disse er sporstoffer. Hvis en person veier 70 kg, inneholder kroppen hans (i gram): kalsium - 1700, kalium - 250, natrium - 70, magnesium - 42, jern - 5, sink - 3. Alle metaller er ekstremt viktige, helseproblemer oppstår og med deres mangel, og med deres overskudd.
For eksempel regulerer natriumioner vanninnholdet i kroppen og overføringen av nerveimpulser. Dens mangel fører til hodepine, svakhet, dårlig hukommelse, tap av appetitt, og overskudd fører til økt blodtrykk, hypertensjon og hjertesykdom.
Enkle stoffer - metaller
Fremveksten av sivilisasjonen (bronsealder, jernalder) er assosiert med utviklingen av produksjon av metaller (enkle stoffer) og legeringer. Den vitenskapelige og teknologiske revolusjonen som startet for rundt 100 år siden, og som påvirket både industrien og den sosiale sfæren, er også nært knyttet til produksjon av metaller. Basert på wolfram, molybden, titan og andre metaller begynte de å lage korrosjonsbestandige, superharde, ildfaste legeringer, hvis bruk utvidet evnene til maskinteknikk. I atom- og romteknologi brukes wolfram- og rheniumlegeringer til å lage deler som opererer ved temperaturer opp til 3000 °C; I medisin brukes kirurgiske instrumenter laget av tantal og platinalegeringer og unik keramikk basert på titan- og zirkoniumoksider.
Og selvfølgelig må vi ikke glemme at de fleste legeringer bruker det lenge kjente metalljernet, og grunnlaget for mange lette legeringer består av relativt "unge" metaller - aluminium og magnesium. Komposittmaterialer har blitt supernovaer, som representerer for eksempel polymer eller keramikk, som innvendig (som betong med jernstenger) er forsterket med metallfibre fra wolfram, molybden, stål og andre metaller og legeringer - alt avhenger av målet satt og egenskapene til materialet som er nødvendige for å oppnå det. Figuren viser et diagram over krystallgitteret til natriummetall. I den er hvert natriumatom omgitt av åtte naboer. Natriumatomet har, som alle metaller, mange tomme valensorbitaler og få valenselektroner. Elektronisk formel for natriumatomet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, hvor 3s, 3p, 3d - valens orbitaler.
Enkelt valenselektron av natriumatom 3s 1 kan okkupere hvilken som helst av de ni frie orbitalene - 3s (en), 3p (tre) og 3d (fem), fordi de ikke skiller seg mye i energinivå. Når atomer nærmer seg hverandre, når et krystallgitter dannes, overlapper valensorbitalene til naboatomer, på grunn av hvilke elektroner beveger seg fritt fra en orbital til en annen, og etablerer bindinger mellom alle atomene i metallkrystallen. En slik kjemisk binding kalles metallisk.
En metallisk binding dannes av grunnstoffer hvis atomer i det ytre laget har få valenselektroner sammenlignet med et stort antall ytre orbitaler som er energetisk nærme. Valenselektronene deres holdes svakt i atomet. Elektronene som utfører kommunikasjonen sosialiseres og beveger seg gjennom krystallgitteret til det generelt nøytrale metallet. Stoffer med en metallisk binding er preget av metalliske krystallgitter, som vanligvis er avbildet skjematisk som vist på figuren. Kationer og metallatomer lokalisert på stedene til krystallgitteret gir stabilitet og styrke (sosialiserte elektroner er avbildet som små svarte kuler).
Metallkobling- dette er en binding i metaller og legeringer mellom metallatomer lokalisert ved nodene til krystallgitteret, utført av delte valenselektroner. Noen metaller krystalliserer i to eller flere krystallinske former. Denne egenskapen til stoffer - å eksistere i flere krystallinske modifikasjoner - kalles polymorfisme. Polymorfisme av enkle stoffer er kjent som allotropi. For eksempel har jern fire krystallinske modifikasjoner, som hver er stabil i et visst temperaturområde:
α - stabil opp til 768 °C, ferromagnetisk;
β - stabil fra 768 til 910 °C, ikke-ferromagnetisk, dvs. paramagnetisk;
γ - stabil fra 910 til 1390 °C, ikke-ferromagnetisk, dvs. paramagnetisk;
δ - stabil fra 1390 til 1539 °C (£° pl jern), ikke-ferromagnetisk.
Tinn har to krystallinske modifikasjoner:
α - stabil under 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Dette er grå tinn. Den har et diamant-type krystallgitter (atomisk);
β - stabil over 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Dette er hvit tinn.
Hvit tinn er et sølvhvitt, veldig mykt metall. Når det avkjøles under 13,2 °C, smuldrer det opp til grått pulver, siden det spesifikke volumet øker betydelig under overgangen. Dette fenomenet ble kalt «tinnplagen».
Selvfølgelig må en spesiell type kjemisk binding og typen krystallgitter av metaller bestemme og forklare deres fysiske egenskaper. Hva er de? Disse er metallisk glans, duktilitet, høy elektrisk og termisk ledningsevne, en økning i elektrisk motstand med økende temperatur, samt slike betydelige egenskaper som tetthet, høye smelte- og kokepunkter, hardhet og magnetiske egenskaper. En mekanisk effekt på en krystall med et metallkrystallgitter forårsaker en forskyvning av lag av ion-atomer i forhold til hverandre (fig. 17), og siden elektroner beveger seg gjennom krystallen skjer det ikke bindingsbrudd, derfor er metaller karakterisert ved større plastisitet. En lignende effekt på et fast stoff med kovalente bindinger (et atomisk krystallgitter) fører til brudd av kovalente bindinger. Å bryte bindinger i ionegitteret fører til gjensidig frastøting av like-ladede ioner. Derfor er stoffer med atomære og ioniske krystallgitter skjøre. De mest duktile metallene er Au, Ag, Sn, Pb, Zn. De trekkes lett inn i tråd, kan smides, presses eller rulles til ark. For eksempel kan gullfolie 0,003 mm tykk lages av gull, og en tråd 1 km lang kan trekkes fra 0,5 g av dette metallet. Selv kvikksølv, som er flytende ved romtemperatur, blir formbart i fast tilstand ved lave temperaturer, som bly. Bare Bi og Mn har ikke plastisitet; de er sprø.
Hvorfor har metaller en karakteristisk glans og er også ugjennomsiktige?
Elektroner som fyller det interatomiske rommet reflekterer lysstråler (i stedet for å overføre dem som glass), og de fleste metaller sprer like mye alle strålene i den synlige delen av spekteret. Derfor er de sølvhvite eller grå i fargen. Strontium, gull og kobber absorberer korte bølgelengder (nær fiolett) i større grad og reflekterer lange bølgelengder i lysspekteret, og har derfor lysegule, gule og "kobber" farger. Selv om metall i praksis ikke alltid virker som en "lett kropp" for oss. For det første kan overflaten oksidere og miste glansen. Derfor fremstår naturlig kobber som en grønnaktig stein. Og for det andre kan det hende at selv rent metall ikke skinner. Svært tynne ark av sølv og gull har et helt uventet utseende - de har en blågrønn farge. Og fine metallpulver virker mørkegrå, til og med svart. Sølv, aluminium og palladium har den største refleksjonsevnen. De brukes til fremstilling av speil, inkludert spotlights.
Hvorfor har metaller høy elektrisk ledningsevne og leder varme?
Kaotisk bevegelige elektroner i et metall, under påvirkning av en påført elektrisk spenning, får retningsbevegelse, det vil si at de leder elektrisk strøm. Når temperaturen på metallet øker, øker vibrasjonsamplitudene til atomene og ionene som befinner seg ved nodene til krystallgitteret. Dette gjør det vanskelig for elektroner å bevege seg, og den elektriske ledningsevnen til metallet synker. Ved lave temperaturer reduseres den oscillerende bevegelsen, tvert imot, sterkt og den elektriske ledningsevnen til metaller øker kraftig. Nær absolutt null har metaller praktisk talt ingen motstand; de fleste metaller viser superledning.
Det skal bemerkes at ikke-metaller som har elektrisk ledningsevne (for eksempel grafitt), ved lave temperaturer, tvert imot, ikke leder elektrisk strøm på grunn av mangel på frie elektroner. Og først med økende temperatur og ødeleggelse av noen kovalente bindinger begynner deres elektriske ledningsevne å øke. Sølv, kobber, samt gull og aluminium har den høyeste elektriske ledningsevnen; mangan, bly og kvikksølv har den laveste.
Oftest endres den termiske ledningsevnen til metaller med samme mønster som elektrisk ledningsevne. Det skyldes den høye mobiliteten til frie elektroner, som, som kolliderer med vibrerende ioner og atomer, utveksler energi med dem. Temperaturen utjevnes gjennom hele metallstykket.
Mekanisk styrke, tetthet, smeltepunkt for metaller er svært forskjellige. Videre, med en økning i antall elektroner som forbinder ioneatomer og en reduksjon i den interatomiske avstanden i krystaller, øker indikatorene for disse egenskapene.
Så, alkalimetaller(Li, K, Na, Rb, Cs), hvis atomer har ett valenselektron, myk (kuttet med en kniv), med lav tetthet (litium er det letteste metallet med p = 0,53 g/cm 3) og smelter ved lave temperaturer (for eksempel er cesiums smeltepunkt 29 ° C). Det eneste metallet som er flytende under normale forhold er kvikksølv, som har et smeltepunkt på -38,9 °C. Kalsium, som har to elektroner i det ytre energinivået til atomene, er mye hardere og smelter ved høyere temperatur (842 °C). Enda mer holdbart er krystallgitteret dannet av skandiumioner, som har tre valenselektroner. Men de sterkeste krystallgittene, høye tettheter og smeltetemperaturer er observert i metaller fra sekundære undergrupper V, VI, VII, VIII. Dette forklares av det faktum at metaller fra sideundergrupper, som har uparrede valenselektroner på d-subnivå, er preget av dannelsen av veldig sterke kovalente bindinger mellom atomer, i tillegg til den metalliske, utført av elektroner i det ytre. lag fra s-orbitalene.
Det tyngste metallet- dette er osmium (Os) med p = 22,5 g/cm 3 (en komponent av superharde og slitesterke legeringer), det mest ildfaste metallet er wolfram W med t = 3420 ° C (brukes til fremstilling av glødelamper filamenter), det hardeste metallet er - Dette er Cr krom (skrapeglass). De er en del av materialene som metallskjærende verktøy, bremseklosser til tunge maskiner lages av, osv. Metaller samhandler med magnetfeltet på forskjellige måter. Metaller som jern, kobolt, nikkel og gadolinium skiller seg ut for sin evne til å bli sterkt magnetisert. De kalles ferromagneter. De fleste metaller (alkali- og jordalkalimetaller og en betydelig del av overgangsmetaller) er svakt magnetisert og beholder ikke denne tilstanden utenfor et magnetfelt – de er paramagnetiske. Metaller som presses ut av et magnetfelt er diamagnetiske (kobber, sølv, gull, vismut).
Når vi vurderte den elektroniske strukturen til metaller, delte vi metaller i metaller i hovedundergruppene (s- og p-elementer) og metaller i sekundære undergrupper (overgang d- og f-elementer).
I teknologi er det vanlig å klassifisere metaller i henhold til forskjellige fysiske egenskaper:
1. Tetthet - lys (s< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Smeltepunkt - lavtsmeltende og ildfast.
Det er klassifiseringer av metaller basert på deres kjemiske egenskaper. Metaller med lav kjemisk aktivitet kalles edel(sølv, gull, platina og dets analoger - osmium, iridium, ruthenium, palladium, rhodium). Basert på likheten mellom kjemiske egenskaper, skiller de alkalisk(metaller fra hovedundergruppen til gruppe I), jordalkali(kalsium, strontium, barium, radium), samt sjeldne jordmetaller(skandium, yttrium, lantan og lantanider, aktinium og aktinider).
Generelle kjemiske egenskaper til metaller
Metallatomer er relativt enkle donere valenselektroner og blir til positivt ladede ioner, det vil si at de oksideres. Dette er den viktigste fellesegenskapen til både atomer og enkle stoffer - metaller. Metaller er alltid reduksjonsmidler i kjemiske reaksjoner. Den reduserende evnen til atomer av enkle stoffer - metaller dannet av kjemiske elementer fra en periode eller en hovedundergruppe av D. I. Mendeleevs periodiske system endres naturlig.
Reduksjonsaktiviteten til et metall i kjemiske reaksjoner som skjer i vandige løsninger reflekteres av dets posisjon i den elektrokjemiske spenningsserien av metaller.
Basert på denne serien av spenninger kan følgende viktige konklusjoner trekkes om den kjemiske aktiviteten til metaller i reaksjoner som skjer i vandige løsninger under standardforhold (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Jo lenger til venstre et metall er i denne raden, desto kraftigere reduksjonsmiddel er det.
· Hvert metall er i stand til å fortrenge (redusere) fra salter i løsning de metallene som er plassert etter det i rekken av spenninger (til høyre).
· Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen er i stand til å fortrenge det fra syrer i løsning
· Metaller som er de sterkeste reduksjonsmidlene (alkali og jordalkali) reagerer primært med vann i en hvilken som helst vandig løsning.
Reduksjonsaktiviteten til et metall, bestemt fra den elektrokjemiske serien, samsvarer ikke alltid med dets posisjon i det periodiske systemet. Dette forklares av det faktum at når man bestemmer posisjonen til et metall i en rekke spenninger, blir ikke bare energien til elektronabstraksjon fra individuelle atomer tatt i betraktning, men også energien som brukes på ødeleggelsen av krystallgitteret, også som energien som frigjøres under hydrering av ioner. For eksempel er litium mer aktivt i vandige løsninger enn natrium (selv om Na er et mer aktivt metall etter posisjon i det periodiske systemet). Faktum er at hydreringsenergien til Li + ioner er mye større enn hydreringsenergien til Na +, så den første prosessen er energimessig mer gunstig. Etter å ha undersøkt de generelle bestemmelsene som karakteriserer de reduserende egenskapene til metaller, la oss gå videre til spesifikke kjemiske reaksjoner.
Interaksjon av metaller med ikke-metaller
· De fleste metaller danner oksider med oksygen- grunnleggende og amfoterisk. Sure overgangsmetalloksider, som krom(VI)oksid CrOg eller mangan(VII)oksid Mn 2 O 7, dannes ikke ved direkte oksidasjon av metallet med oksygen. De oppnås indirekte.
Alkalimetaller Na, K reagerer aktivt med oksygen i luften, danner peroksider:
Natriumoksid oppnås indirekte ved å kalsinere peroksider med de tilsvarende metallene:
Litium og jordalkalimetaller reagerer med atmosfærisk oksygen og danner basiske oksider:
Andre metaller, unntatt gull- og platinametaller, som ikke oksideres av atmosfærisk oksygen i det hele tatt, samhandler med det mindre aktivt eller ved oppvarming:
· Med halogener danner metaller salter av halogenhydrogensyrer, For eksempel:
· De mest aktive metallene danner hydrider med hydrogen- ioniske saltlignende stoffer der hydrogen har en oksidasjonstilstand på -1, for eksempel:
Mange overgangsmetaller danner hydrider av en spesiell type med hydrogen – det er som om hydrogen løses opp eller føres inn i krystallgitteret til metaller mellom atomer og ioner, mens metallet beholder utseendet, men øker i volum. Det absorberte hydrogenet er i metallet, tilsynelatende i atomform.
Det finnes også mellomliggende metallhydrider.
· Grå metaller danner salter - sulfider, For eksempel:
· Metaller reagerer noe vanskeligere med nitrogen, fordi den kjemiske bindingen i nitrogenmolekylet N2 er veldig sterk; I dette tilfellet dannes nitrider. Ved vanlige temperaturer reagerer kun litium med nitrogen:
Interaksjon av metaller med komplekse stoffer
· Med vann. Under normale forhold fortrenger alkali- og jordalkalimetaller hydrogen fra vann og danner løselige baser - alkalier, for eksempel:
Andre metaller som er i spenningsserien før hydrogen kan også under visse forhold fortrenge hydrogen fra vann. Men aluminium reagerer voldsomt med vann bare hvis oksidfilmen fjernes fra overflaten:
Magnesium reagerer med vann bare når det kokes, og hydrogen frigjøres også:
Hvis brennende magnesium tilsettes vann, fortsetter forbrenningen fordi reaksjonen skjer:
Jern reagerer med vann bare når det er varmt:
· Med syrer i løsning (HCl, H 2 SÅ 4 ), CH 3 COOH og andre, unntatt HNO 3 ) metaller som er i spenningsserien opp til hydrogen samhandler. Dette produserer salt og hydrogen.
Men bly (og noen andre metaller), til tross for sin plassering i spenningsserien (til venstre for hydrogen), er nesten uløselig i fortynnet svovelsyre, siden det resulterende blysulfatet PbSO 4 er uløselig og danner en beskyttende film på metalloverflaten .
· Med salter av mindre aktive metaller i løsning. Som et resultat av denne reaksjonen dannes et salt av et mer aktivt metall og et mindre aktivt metall frigjøres i fri form.
Det må huskes at reaksjonen skjer i tilfeller der det resulterende saltet er løselig. Forskyvningen av metaller fra deres forbindelser med andre metaller ble først studert i detalj av N. N. Beketov, en stor russisk vitenskapsmann innen fysisk kjemi. Han ordnet metaller i henhold til deres kjemiske aktivitet i en "forskyvningsserie", som ble prototypen på en serie metallspenninger.
· Med organiske stoffer. Interaksjon med organiske syrer ligner reaksjoner med mineralsyrer. Alkoholer kan vise svake sure egenskaper når de interagerer med alkalimetaller:
Fenol reagerer på samme måte:
Metaller deltar i reaksjoner med haloalkaner, som brukes til å oppnå lavere sykloalkaner og for synteser der karbonskjelettet til molekylet blir mer komplekst (A. Wurtz-reaksjon):
· Metaller hvis hydroksyder er amfotere reagerer med alkalier i løsning. For eksempel:
· Metaller kan danne kjemiske forbindelser med hverandre, som til sammen kalles intermetalliske forbindelser. De viser oftest ikke oksidasjonstilstander av atomer, som er karakteristiske for forbindelser av metaller med ikke-metaller. For eksempel:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, etc.
Intermetalliske forbindelser har vanligvis ikke en konstant sammensetning; den kjemiske bindingen i dem er hovedsakelig metallisk. Dannelsen av disse forbindelsene er mer typisk for metaller fra sekundære undergrupper.
Metaller fra hovedundergruppene i gruppene I-III i det periodiske systemet for kjemiske elementer av D. I. Mendeleev
generelle egenskaper
Dette er metaller i hovedundergruppen av gruppe I. Atomene deres på det ytre energinivået har ett elektron hver. Alkalimetaller - sterke reduksjonsmidler. Deres reduserende kraft og kjemiske aktivitet øker med økende atomnummer av elementet (dvs. fra topp til bunn i det periodiske systemet). Alle av dem har elektronisk ledningsevne. Styrken på bindingen mellom alkalimetallatomer avtar med økende atomnummer til elementet. Deres smelte- og kokepunkt synker også. Alkalimetaller reagerer med mange enkle stoffer - oksidasjonsmidler. I reaksjoner med vann danner de vannløselige baser (alkalier). Alkaliske jordelementer kalles elementene i hovedundergruppen til gruppe II. Atomene til disse elementene inneholder på det ytre energinivået to elektroner hver. De er de sterkeste reduksjonsmidlene, har en oksidasjonstilstand på +2. I denne hovedundergruppen observeres generelle mønstre i endringer i fysiske og kjemiske egenskaper, assosiert med en økning i størrelsen på atomer i gruppen fra topp til bunn, og den kjemiske bindingen mellom atomer svekkes også. Når størrelsen på ionet øker, blir de sure egenskapene til oksider og hydroksyder svakere og de basiske øker.
Hovedundergruppen til gruppe III består av grunnstoffene bor, aluminium, gallium, indium og tallium. Alle elementer er p-elementer. På det ytre energinivået har de tre(r) 2 s 1 ) elektron, som forklarer likheten mellom egenskaper. Oksidasjonstilstand +3. Innen en gruppe, når kjernefysisk ladning øker, øker de metalliske egenskapene. Bor er et ikke-metallisk grunnstoff, mens aluminium allerede har metalliske egenskaper. Alle grunnstoffene danner oksider og hydroksyder.
De fleste metaller finnes i undergrupper av det periodiske system. I motsetning til elementene i hovedundergruppene, hvor det ytre nivået av atomorbitaler gradvis fylles med elektroner, er d-orbitalene til det nest siste energinivået og s-orbitalene til den siste fylt i elementene i de sekundære undergruppene. Antall elektroner tilsvarer gruppenummeret. Elementer med like mange valenselektroner er gruppert under samme antall. Alle elementer i undergrupper er metaller.
Enkle stoffer dannet av undergruppemetaller har sterke krystallgitter som er motstandsdyktige mot varme. Disse metallene er de sterkeste og mest ildfaste blant andre metaller. I d-elementer er en overgang med en økning i deres valens fra grunnleggende egenskaper gjennom amfotere til sure tydelig synlig.
Alkalimetaller (Na, K)
På det ytre energinivået inneholder grunnstoffenes alkalimetallatomer ett elektron hver, som ligger i stor avstand fra kjernen. De gir lett fra seg dette elektronet, så de er sterke reduksjonsmidler. I alle forbindelser har alkalimetaller en oksidasjonstilstand på +1. Deres reduserende egenskaper øker med økende atomradius fra Li til Cs. Alle er typiske metaller, har en sølvhvit farge, er myke (kan kuttes med kniv), lette og smeltbare. Samhandle aktivt med alle ikke-metaller:
Alle alkalimetaller, når de reagerer med oksygen (med unntak av Li), danner peroksider. Alkalimetaller finnes ikke i fri form på grunn av deres høye kjemiske reaktivitet.
Oksider- faste stoffer med grunnleggende egenskaper. De oppnås ved å kalsinere peroksider med de tilsvarende metallene:
Hydroksider NaOH, KOH- faste hvite stoffer, hygroskopiske, løselige i vann med frigjøring av varme, de er klassifisert som alkalier:
Alkalimetallsalter er nesten alle løselige i vann. Den viktigste av dem: Na 2 CO 3 - natriumkarbonat; Na2CO3 10H20 - krystallinsk soda; NaHCO 3 - natriumbikarbonat, natron; K 2 CO 3 - kaliumkarbonat, kaliumklorid; Na 2 SO 4 10 H 2 O - Glaubers salt; NaCl - natriumklorid, bordsalt.
Gruppe I-elementer i tabeller
Alkaliske jordmetaller (Ca, Mg)
Kalsium (Ca) er en representant jordalkalimetaller, som er navnene på elementene i hovedundergruppen i gruppe II, men ikke alle, men bare fra kalsium og nedover i gruppen. Dette er de kjemiske elementene som, når de interagerer med vann, danner alkalier. Kalsium på det ytre energinivået inneholder to elektroner, oksidasjonstilstand +2.
De fysiske og kjemiske egenskapene til kalsium og dets forbindelser er presentert i tabellen.
Magnesium (Mg) har samme atomstruktur som kalsium, dens oksidasjonstilstand er også +2. Det er et mykt metall, men overflaten er dekket med en beskyttende film i luft, noe som reduserer den kjemiske reaktiviteten litt. Forbrenningen er ledsaget av et blendende blits. MgO og Mg(OH)2 viser grunnleggende egenskaper. Selv om Mg(OH) 2 er lett løselig, farger det fenolftaleinløsningen rød.
Mg + O 2 = MgO 2
MO-oksider er harde, hvite, ildfaste stoffer. I ingeniørfag kalles CaO brent kalk, og MgO kalles brent magnesia; disse oksidene brukes i produksjonen av byggematerialer. Reaksjonen av kalsiumoksid med vann er ledsaget av frigjøring av varme og kalles lesking av kalk, og den resulterende Ca(OH) 2 kalles lesket kalk. En gjennomsiktig løsning av kalsiumhydroksid kalles kalkvann, og en hvit suspensjon av Ca(OH) 2 i vann kalles kalkmelk.
Magnesium- og kalsiumsalter oppnås ved å reagere dem med syrer.
CaCO 3 - kalsiumkarbonat, kritt, marmor, kalkstein. Brukes i konstruksjon. MgCO 3 - magnesiumkarbonat - brukes i metallurgi for å fjerne slagg.
CaSO 4 2H 2 O - gips. MgSO 4 - magnesiumsulfat - kalt bitter, eller engelsk, salt, som finnes i sjøvann. BaSO 4 - bariumsulfat - på grunn av dets uløselighet og evne til å blokkere røntgenstråler, brukes det i diagnostikk ("baryttgrøt") i mage-tarmkanalen.
Kalsium utgjør 1,5 % av menneskets kroppsvekt, 98 % av kalsium finnes i bein. Magnesium er et bioelement; det er omtrent 40 g av det i menneskekroppen; det er involvert i dannelsen av proteinmolekyler.
Alkaliske jordmetaller i tabeller
Aluminium
Aluminium (Al)- element i hovedundergruppen til gruppe III i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev. Aluminiumatomet inneholder på det ytre energinivået tre elektroner, som det lett frigjør under kjemiske interaksjoner. Stamfaren til undergruppen og den øvre naboen til aluminium - bor - har en mindre atomradius (for bor er det 0,080 nm, for aluminium - 0,143 nm). I tillegg har aluminiumatomet ett mellomliggende lag med åtte elektroner (2e; 8e; 3e), som hindrer de ytre elektronene i å nå kjernen. Derfor er de reduserende egenskapene til aluminiumatomer ganske uttalte.
I nesten alle sammensetningene har aluminium oksidasjonstilstand +3.
Aluminium er et enkelt stoff
Sølv-hvit lettmetall. Smelter ved 660 °C. Den er veldig plastisk, trekkes lett inn i tråd og rulles inn i folie opp til 0,01 mm tykk. Den har svært høy elektrisk og termisk ledningsevne. De danner lette og sterke legeringer med andre metaller. Aluminium er et veldig aktivt metall. Hvis aluminiumspulver eller tynn aluminiumsfolie varmes opp kraftig, vil de antennes og brennes med en blendende flamme:
Denne reaksjonen kan observeres når stjernekastere og fyrverkeri brenner. Aluminium, som alle metaller, Reagerer lett med ikke-metaller, spesielt i pulverform. For at reaksjonen skal begynne, er innledende oppvarming nødvendig, med unntak av reaksjoner med halogener - klor og brom, men da fortsetter alle reaksjoner av aluminium med ikke-metaller veldig voldsomt og er ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme :
Aluminium løser seg godt i fortynnede svovelsyre og saltsyre:
Og her konsentrert svovelsyre og salpetersyre passiverer aluminium, dannes på metalloverflaten tett slitesterk oksidfilm, som forhindrer den videre fremdriften av reaksjonen. Derfor transporteres disse syrene i aluminiumstanker.
Aluminiumoksid og hydroksid har amfotere egenskaper, derfor løses aluminium i vandige løsninger av alkalier, og danner salter - aluminater:
Aluminium er mye brukt i metallurgi for å produsere metaller - krom, mangan, vanadium, titan, zirkonium fra oksidene deres. Denne metoden kalles aluminotermi. I praksis brukes ofte termitt - en blanding av Fe 3 O 4 med aluminiumspulver. Hvis denne blandingen settes i brann, for eksempel ved hjelp av et magnesiumtape, oppstår en kraftig reaksjon som frigjør en stor mengde varme:
Varmen som frigjøres er ganske tilstrekkelig til å fullstendig smelte det resulterende jernet, så denne prosessen brukes til sveising av stålprodukter.
Aluminium kan oppnås ved elektrolyse - dekomponering av smelten av dets oksid Al 2 O 3 til dets komponentdeler ved hjelp av en elektrisk strøm. Men smeltepunktet for aluminiumoksid er omtrent 2050 °C, så elektrolyse krever store mengder energi.
Aluminiumskoblinger
Aluminiumsilikater. Disse forbindelsene kan betraktes som salter dannet av oksid av aluminium, silisium, alkali og jordalkalimetaller. De utgjør hoveddelen av jordskorpen. Spesielt er aluminiumsilikater en del av feltspat, de vanligste mineralene og leirene.
Bauksitt- en bergart som aluminium er hentet fra. Den inneholder aluminiumoksid Al 2 O 3.
Korund- et mineral med sammensetningen Al 2 O 3, har svært høy hardhet, dens finkornede variasjon inneholder urenheter - smergel, brukes som et slipende (slipende) materiale. En annen naturlig forbindelse, alumina, har samme formel.
Gjennomsiktige, farget med urenheter, korundkrystaller er velkjente: rød - rubiner og blå - safirer, som brukes som edelstener. For tiden oppnås de kunstig og brukes ikke bare til smykker, men også til tekniske formål, for eksempel for produksjon av deler til klokker og andre presisjonsinstrumenter. Rubinkrystaller brukes i lasere.
Aluminiumoksid Al 2 O 3 - et hvitt stoff med et veldig høyt smeltepunkt. Kan oppnås ved å dekomponere aluminiumhydroksid ved oppvarming:
Aluminiumhydroksid Al(OH) 3 utfelles i form av et gelatinøst bunnfall under påvirkning av alkalier på løsninger av aluminiumsalter:
Hvordan amfotert hydroksid det løses lett opp i syrer og alkaliske løsninger:
Aluminater kalles salter av ustabile aluminiumsyrer - ortoaluminium H 2 AlO 3, meta-aluminium HAlO 2 (det kan betraktes som ortoaluminiumsyre, fra molekylet som et vannmolekyl er fjernet fra). Naturlige aluminater inkluderer edel spinell og edel krysoberyl. Aluminiumsalter, unntatt fosfater, er svært løselige i vann. Noen salter (sulfider, sulfitter) brytes ned av vann. Aluminiumklorid AlCl 3 brukes som katalysator i produksjonen av mange organiske stoffer.
Gruppe III-elementer i tabeller
Kjennetegn på overgangselementer - kobber, sink, krom, jern
Kobber (Cu)- element i en sekundær undergruppe av den første gruppen. Elektronisk formel: (…3d 10 4s 1). Dens tiende d-elektron er mobil, fordi den har flyttet seg fra 4S-undernivået. Kobber i forbindelser viser oksidasjonstilstander +1 (Cu 2 O) og +2 (CuO). Kobber er et lyserosa metall, formbart, viskøst og en utmerket leder av elektrisitet. Smeltepunkt 1083 °C.
Som andre metaller i undergruppe I av gruppe I i det periodiske systemet, kobber står til høyre for hydrogen i aktivitetsserien og fortrenger det ikke fra syrer, men reagerer med oksiderende syrer:
Under påvirkning av alkalier på løsninger av kobbersalter utfelles et bunnfall av en svak base av blå farge.- kobber(II)hydroksid, som ved oppvarming spaltes til basisk svartoksid CuO og vann:
Kjemiske egenskaper til kobber i tabeller
Sink (Zn)- element i en sekundær undergruppe av gruppe II. Dens elektroniske formel er som følger: (…3d 10 4s 2). Siden det nest siste d-subnivået i sinkatomer er fullstendig, viser sink i forbindelser en oksidasjonstilstand på +2.
Sink er et sølvhvitt metall som praktisk talt ikke endres i luft. Den er korrosjonsbestandig på grunn av tilstedeværelsen av en oksidfilm på overflaten. Sink er et av de mest aktive metallene ved høye temperaturer reagerer med enkle stoffer:
Sink, som andre metaller, fortrenger mindre aktive metaller fra deres salter:
Zn + 2AgNO3 = 2Ag + Zn(NO3) 2
Sinkhydroksid er amfotert, dvs., viser egenskapene til både syrer og baser. Når en løsning av alkali gradvis tilsettes til en løsning av sinksalt, oppløses bunnfallet som opprinnelig ble dannet (det samme skjer med aluminium):
Kjemiske egenskaper til sink i tabeller
For eksempel krom (Cr) det kan vises det egenskapene til overgangselementer endres ikke vesentlig i løpet av perioden: En kvantitativ endring oppstår på grunn av en endring i antall elektroner i valensorbitalene. Maksimal oksidasjonstilstand for krom er +6. Metallet i aktivitetsserien er til venstre for hydrogen og fortrenger det fra syrer:
Når en alkaliløsning tilsettes til en slik løsning, dannes et bunnfall av Me(OH). 2 , som raskt oksideres av atmosfærisk oksygen:
Det tilsvarer det amfotere oksidet Cr 2 O 3. Kromoksid og hydroksid (i høyeste oksidasjonstilstand) viser egenskapene til henholdsvis sure oksider og syrer. Kromsyresalter (H 2 CrO 4 ) i et surt miljø forvandles til dikromater- salter av dikromsyre (H 2 Cr 2 O 7). Kromforbindelser har høy oksidasjonsevne.
Kjemiske egenskaper til krom i tabeller
Jern Fe- et element i den sekundære undergruppen av gruppe VIII og den fjerde perioden i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev. Jernatomer er strukturert noe annerledes enn atomene til elementene i hovedundergruppene. Som det sømmer seg et element i 4. periode har jernatomer fire energinivåer, men det er ikke det siste som er fylt, men det nest siste nivået, det tredje fra kjernen. På det siste nivået inneholder jernatomer to elektroner. På nest siste nivå, som kan romme 18 elektroner, har jernatomet 14 elektroner. Følgelig er fordelingen av elektroner over nivåer i jernatomer som følger: 2e; 8e; 14e; 2e. Som alle metaller, jernatomer viser reduserende egenskaper, gir bort under kjemiske interaksjoner ikke bare to elektroner fra det siste nivået, og får en oksidasjonstilstand på +2, men også et elektron fra det nest siste nivået, mens oksidasjonstilstanden til atomet øker til +3.
Jern er et enkelt stoff
Det er et sølvhvitt skinnende metall med et smeltepunkt på 1539 °C. Det er veldig plastisk, derfor er det lett å behandle, smi, rulle, stemple. Jern har evnen til å magnetiseres og avmagnetiseres. Den kan gis større styrke og hardhet ved hjelp av termiske og mekaniske metoder. Det er teknisk rent og kjemisk rent jern. Teknisk rent jern er i hovedsak lavkarbonstål; det inneholder 0,02-0,04% karbon, og enda mindre oksygen, svovel, nitrogen og fosfor. Kjemisk rent jern inneholder mindre enn 0,01 % urenheter. For eksempel er binders og knapper laget av teknisk rent jern. Slikt jern korroderer lett, mens kjemisk rent jern nesten ikke er utsatt for korrosjon. For tiden er jern grunnlaget for moderne teknologi og landbruksteknikk, transport og kommunikasjon, romskip og generelt all moderne sivilisasjon. De fleste produkter, fra en synål til romfartøy, kan ikke lages uten bruk av jern.
Kjemiske egenskaper til jern
Jern kan ha oksidasjonstilstander +2 og +3 jern gir følgelig to serier av forbindelser. Antall elektroner som et jernatom gir fra seg under kjemiske reaksjoner avhenger av oksidasjonsevnen til stoffene som reagerer med det.
For eksempel, med halogener, danner jern halogenider, der det har en oksidasjonstilstand på +3:
og med svovel-jern(II)sulfid:
Varmt jern brenner i oksygen med dannelse av jernskala:
Ved høye temperaturer (700-900 °C) strykes reagerer med vanndamp:
I samsvar med plasseringen av jern i den elektrokjemiske spenningsserien, kan det fortrenge metaller til høyre for det fra vandige løsninger av deres salter, for eksempel:
Jern løses opp i fortynnet saltsyre og svovelsyre, det vil si at det oksideres av hydrogenioner:
Jern løses også opp i fortynnet salpetersyre., dette produserer jern (III) nitrat, vann og produktene av reduksjon av salpetersyre - N 2, NO eller NH 3 (NH 4 NO 3) avhengig av konsentrasjonen av syren.
Jernforbindelser
I naturen danner jern en rekke mineraler. Dette er magnetisk jernmalm (magnetitt) Fe 3 O 4, rød jernmalm (hematitt) Fe 2 O 3, brun jernmalm (limonitt) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. En annen naturlig jernforbindelse er jern, eller svovel, pyritt ( pyritt) FeS 2, tjener ikke som jernmalm for metallproduksjon, men brukes til produksjon av svovelsyre.
Jern er preget av to serier av forbindelser: jern(II) og jern(III) forbindelser. Jern(II)oksid FeO og dets tilsvarende jern(II)hydroksid Fe(OH) 2 oppnås indirekte, spesielt gjennom følgende kjede av transformasjoner:
Begge forbindelsene har distinkte grunnleggende egenskaper.
Jern(II)kationer Fe 2 + lett oksidert av atmosfærisk oksygen til jern (III) kationer Fe 3 + . Derfor blir det hvite bunnfallet av jern(II)hydroksid grønt og blir deretter brunt, og blir til jern(III)hydroksid:
Jern(III)oksid Fe 2 O 3 og det tilsvarende jern(III)hydroksidet Fe(OH)3 oppnås også indirekte, for eksempel langs kjeden:
Av jernsaltene er sulfater og klorider av størst teknisk betydning.
Krystallhydrat av jern(II)sulfat FeSO 4 7H 2 O, kjent som jernsulfat, brukes til å bekjempe planteskadegjørere, til fremstilling av mineralmaling og til andre formål. Jern(III)klorid FeCl 3 brukes som beisemiddel ved farging av tekstiler. Jern (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O brukes til vannrensing og andre formål.
De fysiske og kjemiske egenskapene til jern og dets forbindelser er oppsummert i tabellen:
Kjemiske egenskaper til jern i tabeller
Kvalitative reaksjoner på Fe 2+ og Fe 3+ ioner
For gjenkjennelse av jern (II) og (III) forbindelser utføre kvalitative reaksjoner på Fe-ioner 2+ og Fe 3+ . En kvalitativ reaksjon på Fe 2+ -ioner er reaksjonen av jern(II)-salter med K 3-forbindelsen, kalt rødt blodsalt. Dette er en spesiell gruppe salter som kalles komplekse salter, som du vil bli kjent med senere. I mellomtiden må du forstå hvordan slike salter dissosieres:
Reagenset for Fe 3+ ioner er en annen kompleks forbindelse - gult blodsalt - K 4, som dissosieres i løsning på lignende måte:
Hvis løsninger som inneholder henholdsvis Fe 2+ og Fe 3+ ioner tilsettes til løsninger av rødt blodsalt (reagens for Fe 2+) og gult blodsalt (reagens for Fe 3+), utfelles det samme blå bunnfallet i begge tilfeller :
For å påvise Fe 3+ ioner brukes også interaksjonen av jern (III) salter med kaliumtiocyanat KNCS eller ammoniumtiocyanat NH 4 NCS. I dette tilfellet dannes et sterkt farget FeNCNS 2+ ion, som et resultat av at hele løsningen får en intens rød farge:
Løselighetstabell
Laster inn...