مع ماذا تتفاعل المعادن؟ الخصائص الفيزيائية والكيميائية العامة للمعادن
الخواص الكيميائية للمعادن: التفاعل مع الأكسجين والهالوجينات والكبريت وعلاقته بالماء والأحماض والأملاح.
تعود الخصائص الكيميائية للمعادن إلى قدرة ذراتها على التبرع بسهولة بالإلكترونات من مستوى طاقة خارجي ، وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. وهكذا في تفاعلات كيميائيةالمعادن عوامل اختزال نشطة. هذه هي الخاصية الكيميائية المشتركة الرئيسية.
تختلف القدرة على التبرع بالإلكترونات في ذرات العناصر المعدنية الفردية. كلما تخلى المعدن عن إلكتروناته بسهولة ، زاد نشاطه ، وكلما زاد تفاعله مع المواد الأخرى بقوة. بناءً على البحث ، تم ترتيب جميع المعادن على التوالي حسب نشاطها المتناقص. تم اقتراح هذه السلسلة لأول مرة من قبل العالم البارز ن. ن. بيكيتوف. تسمى هذه السلسلة من نشاط المعادن أيضًا سلسلة الإزاحة للمعادن أو السلسلة الكهروكيميائية للجهود المعدنية. تبدو هكذا:
Li ، K ، Ba ، Ca ، Na ، Mg ، Al ، Zn ، Fe ، Ni ، Sn ، Pb ، H2 ، Cu ، Hg ، Ag ، Рt ، Au
باستخدام هذه السلسلة ، يمكنك معرفة المعدن النشط للآخر. تحتوي هذه السلسلة على الهيدروجين ، وهو ليس معدنًا. يتم أخذ خصائصه المرئية للمقارنة كنوع من الصفر.
لها خصائص عوامل الاختزال ، تتفاعل المعادن مع عوامل مؤكسدة مختلفة ، في المقام الأول مع غير المعادن. تتفاعل المعادن مع الأكسجين في ظل الظروف العادية أو عند تسخينها لتكوين أكاسيد ، على سبيل المثال:
2Mg0 + O02 = 2Mg + 2O-2
في هذا التفاعل ، تتأكسد ذرات المغنيسيوم وتقل ذرات الأكسجين. تتفاعل المعادن النبيلة في نهاية الصف مع الأكسجين. تحدث التفاعلات مع الهالوجينات بنشاط ، على سبيل المثال ، احتراق النحاس في الكلور:
Cu0 + Cl02 = Cu + 2Cl-2
غالبًا ما تحدث التفاعلات مع الكبريت عند التسخين ، على سبيل المثال:
Fe0 + S0 = Fe + 2S-2
تتفاعل المعادن النشطة في سلسلة نشاط المعادن في المغنيسيوم مع الماء لتكوين القلويات والهيدروجين:
2Na0 + 2H + 2O → 2Na + OH + H02
تتفاعل معادن النشاط المتوسط من Al إلى H2 مع الماء في ظل ظروف أكثر قسوة وتشكل أكاسيد وهيدروجين:
Pb0 + H + 2O الخواص الكيميائية للمعادن: التفاعل مع الأكسجين Pb + 2O + H02.
تعتمد أيضًا قدرة المعدن على التفاعل مع الأحماض والأملاح في المحلول على موقعه في سلسلة الإزاحة للمعادن. المعادن الموجودة على يسار الهيدروجين في سلسلة الإزاحة للمعادن عادةً ما تزيح (تقلل) الهيدروجين من الأحماض المخففة ، والمعادن الموجودة على يمين الهيدروجين لا تحل محله. لذلك ، يتفاعل الزنك والمغنيسيوم مع المحاليل الحمضية ، ويطلق الهيدروجين ويشكل الأملاح ، بينما النحاس لا يتفاعل.
Mg0 + 2H + Cl → Mg + 2Cl2 + H02
Zn0 + H + 2SO4 → Zn + 2SO4 + H02.
ذرات المعادن في هذه التفاعلات عوامل اختزال ، وأيونات الهيدروجين عوامل مؤكسدة.
تتفاعل المعادن مع الأملاح فيها محاليل مائية. تحل المعادن النشطة محل المعادن الأقل نشاطًا من تكوين الأملاح. يمكن تحديد ذلك من سلسلة نشاط المعادن. نواتج التفاعل ملح جديدومعدن جديد. لذلك ، إذا تم غمر صفيحة حديدية في محلول من كبريتات النحاس (II) ، فبعد فترة من الوقت سيبرز النحاس عليها على شكل طلاء أحمر:
Fe0 + نحاس + 2SO4 → Fe + 2SO4 + نحاس 0.
ولكن إذا غُمرت صفيحة فضية في محلول من كبريتات النحاس (II) ، فلن يحدث أي تفاعل:
Ag + CuSO4 ≠.
لإجراء مثل هذه التفاعلات ، لا ينبغي للمرء أن يأخذ معادن نشطة للغاية (من الليثيوم إلى الصوديوم) ، والتي تكون قادرة على التفاعل مع الماء.
لذلك ، فإن المعادن قادرة على التفاعل مع اللافلزات والماء والأحماض والأملاح. في جميع هذه الحالات ، تتأكسد المعادن وتعمل على الاختزال. للتنبؤ بمسار التفاعلات الكيميائية التي تتضمن معادن ، يجب استخدام سلسلة إزاحة من المعادن.
معادلات التفاعل لنسبة المعادن:
- أ) المواد البسيطة: الأكسجين والهيدروجين والهالوجينات والكبريت والنيتروجين والكربون ؛
- ب) للمواد المعقدة: الماء والأحماض والقلويات والأملاح.
- تشمل المعادن عناصر s للمجموعتين الأولى والثانية ، وجميع عناصر s ، وعناصر p المجموعة الثالثة(باستثناء البورون) ، وكذلك القصدير والرصاص (المجموعة الرابعة) ، البزموت (المجموعة الخامسة) والبولونيوم (المجموعة السادسة). تحتوي معظم المعادن على 1-3 إلكترونات في مستوى طاقتها الخارجية. بالنسبة لذرات العناصر d داخل الفترات ، من اليسار إلى اليمين ، يتم ملء المستويات الفرعية d للطبقة الخارجية السابقة.
- تعود الخواص الكيميائية للمعادن إلى التركيبة المميزة لغلافها الإلكتروني الخارجي.
في غضون فترة ، مع زيادة شحنة النواة ، ينخفض نصف قطر الذرات التي لها نفس العدد من قذائف الإلكترون. تمتلك ذرات الفلزات القلوية أكبر نصف قطر. كلما كان نصف القطر الذري أصغر ، زادت طاقة التأين ، وكلما زاد نصف القطر الذري ، قلت طاقة التأين. نظرًا لأن ذرات المعادن لها أكبر نصف قطر ذري ، فإنها تتميز بشكل أساسي بقيم منخفضة لطاقة التأين وتقارب الإلكترون. تعرض المعادن الحرة خصائص مختزلة حصريًا.
3) تشكل المعادن أكاسيد ، على سبيل المثال:
تتفاعل معادن الأرض القلوية والقلوية فقط مع الهيدروجين ، مكونة الهيدريدات:
تتفاعل المعادن مع الهالوجينات لتكوين هاليدات ، مع كبريتيد - كبريتيد ، مع نيتروجين - نيتريد ، مع كربيدات كربيد.
مع زيادة القيمة الجبرية لإمكانات القطب القياسي للمعدن E 0 في سلسلة من الفولتية ، تقل قدرة المعدن على التفاعل مع الماء. لذلك ، يتفاعل الحديد مع الماء فقط بدرجة كبيرة درجة حرارة عالية:
معادن قيمة إيجابيةجهد القطب القياسي ، أي الوقوف بعد الهيدروجين في سلسلة من الفولتية ، لا يتفاعل مع الماء.
التفاعلات النموذجية للمعادن مع الأحماض. المعادن ذات القيمة السالبة E 0 تزيح الهيدروجين من محاليل Hcl ، H 2 S0 4 ، H 3 P0 4 ، إلخ.
المعدن ذو القيمة المنخفضة لـ E 0 يزيح المعدن به قيمة عظيمة E 0 من المحاليل الملحية:
أهم مركبات الكالسيوم التي يتم الحصول عليها في الصناعة وخواصها الكيميائية وطرق تحضيرها.
يسمى أكسيد الكالسيوم CaO الجير الحي. يتم الحصول عليها عن طريق تحميص الحجر الجيري CaCO 3 -> CaO + CO ، عند درجة حرارة 2000 درجة مئوية.أكسيد الكالسيوم له خصائص أكسيد قاعدي:
أ) يتفاعل مع الماء ليطلق عدد كبيرالحرارة:
CaO + H 2 0 \ u003d Ca (OH) 2 (الجير المطفأ).
ب) يتفاعل مع الأحماض لتكوين الملح والماء:
CaO + 2HCl \ u003d CaCl 2 + H 2 O
CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O
ج) يتفاعل مع أكاسيد الحمض لتكوين ملح:
CaO + C0 2 \ u003d CaC0 3
يستخدم هيدروكسيد الكالسيوم Ca (OH) 2 في شكل الجير المطفأ ، حليب الجيروماء الجير.
حليب الليمون هو معلق يتكون عن طريق خلط الجير المطفأ الزائد بالماء.
ماء الجير هو محلول صافٍ يتم الحصول عليه عن طريق ترشيح حليب الجير. يستخدم في المختبر للكشف عن أول أكسيد الكربون (IV).
Ca (OH) 2 + CO 2 \ u003d CaCO 3 + H 2 O
مع الانتقال المطول لأول أكسيد الكربون (IV) ، يصبح المحلول شفافًا ، حيث يتكون الملح الحمضي القابل للذوبان في الماء:
CaC0 3 + C0 2 + H 2 O \ u003d Ca (HCO 3) 2
إذا تم تسخين المحلول الشفاف الناتج من بيكربونات الكالسيوم ، فإن التعكر يحدث مرة أخرى ، حيث يترسب كربونات الكالسيوم 3:
المعادن هي عوامل اختزال نشطة مع حالة أكسدة إيجابية. نظرًا لخصائصها الكيميائية ، تُستخدم المعادن على نطاق واسع في الصناعة والمعادن والطب والبناء.
نشاط المعادن
في التفاعلات ، تتبرع ذرات المعدن بإلكترونات التكافؤ وتتأكسد. كلما زادت مستويات الطاقة وقلة الإلكترونات الموجودة في ذرة المعدن ، كان من الأسهل عليها التبرع بالإلكترونات والدخول في التفاعلات. لذلك ، تزداد الخصائص المعدنية من أعلى إلى أسفل ومن اليمين إلى اليسار في الجدول الدوري.
أرز. 1. تغيير في الخصائص المعدنية في الجدول الدوري.
نشاط مواد بسيطةيظهر في سلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن. على يسار الهيدروجين توجد معادن نشطة (يزيد النشاط باتجاه الحافة اليسرى) ، إلى اليمين - غير نشط.
تظهر الفلزات القلوية في المجموعة الأولى أكبر نشاط. الجدول الدوريوالوقوف على يسار الهيدروجين في سلسلة الفولتية الكهروكيميائية. تتفاعل مع العديد من المواد الموجودة بالفعل درجة حرارة الغرفة. تليها معادن أرضية قلوية ، والتي تدخل في المجموعة الثانية. تتفاعل مع معظم المواد عند تسخينها. تتطلب المعادن في السلسلة الكهروكيميائية من الألومنيوم إلى الهيدروجين (نشاط متوسط) شروط إضافيةللدخول في رد فعل.
أرز. 2. سلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن.
تظهر بعض المعادن خصائص مذبذبةأو الازدواجية. تتفاعل المعادن وأكاسيدها وهيدروكسيداتها مع الأحماض والقواعد. تتفاعل معظم المعادن فقط مع أحماض معينة لتحل محل الهيدروجين وتشكيل الملح. تظهر الخصائص المزدوجة الأكثر وضوحا:
- الألومنيوم؛
- قيادة؛
- الزنك.
- حديد؛
- نحاس؛
- البريليوم.
- الكروم.
كل معدن قادر على إزاحة معدن آخر إلى يمينه في سلسلة الكهروكيميائية من الأملاح. المعادن الموجودة على يسار الهيدروجين تزيحه من الأحماض المخففة.
الخصائص
يتم عرض ميزات تفاعل المعادن مع المواد المختلفة في جدول الخصائص الكيميائية للمعادن.
|
رد فعل |
الخصائص |
المعادلة |
|
بالأكسجين |
تشكل معظم المعادن أغشية أكسيد. الفلزات القلويةإشعال ذاتي في وجود الأكسجين. في هذه الحالة ، يتكون الصوديوم من بيروكسيد (Na 2 O 2) ، أما المعادن المتبقية من المجموعة الأولى فهي عبارة عن أكاسيد فائقة (RO 2). عند تسخينها ، تشتعل معادن الأرض القلوية تلقائيًا ، بينما تتأكسد المعادن ذات النشاط المتوسط. لا يتفاعل الذهب والبلاتين مع الأكسجين |
4Li + O 2 → 2Li 2 O ؛ 2Na + O 2 → Na 2 O 2 ؛ K + O 2 → KO 2 ؛ 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 ؛ 2Cu + O 2 → 2CuO |
|
مع الهيدروجين |
يتفاعل القلوي عند درجة حرارة الغرفة ، بينما يتفاعل القلوي عند تسخينه. البريليوم لا يتفاعل. بالإضافة إلى ذلك ، يحتاج المغنيسيوم إلى ضغط مرتفع |
Sr + H 2 → SrH 2 ؛ 2Na + H 2 → 2NaH ؛ ملغ + ح 2 → ملغ 2 |
|
المعادن النشطة فقط. يتفاعل الليثيوم في درجة حرارة الغرفة. معادن أخرى - عند تسخينها |
6Li + N 2 → 2Li 3 N ؛ 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2 |
|
|
بالكربون |
الليثيوم والصوديوم والباقي عند التسخين |
4Al + 3C → Al 3 C4 ؛ 2Li + 2C → Li 2 C 2 |
|
لا يتفاعل الذهب والبلاتين |
2K + S → K 2 S ؛ Fe + S → FeS ؛ Zn + S → ZnS |
|
|
بالفوسفور |
عند تسخينها |
3Ca + 2P → Ca 3 P 2 |
|
مع الهالوجينات |
فقط المعادن غير النشطة لا تتفاعل ، النحاس - عند تسخينه |
Cu + Cl 2 → CuCl 2 |
|
القلويات وبعض المعادن الأرضية القلوية. عند تسخينها ، في بيئة حمضية أو قلوية ، تتفاعل المعادن ذات النشاط المتوسط |
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ؛ Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2 ؛ Pb + H 2 O → PbO + H 2 |
|
|
مع الأحماض |
المعادن على يسار الهيدروجين. يذوب النحاس في الأحماض المركزة |
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2 ؛ Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 ؛ Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O |
|
مع القلويات |
فقط المعادن المتذبذبة |
2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2 |
|
بدائل نشطة للمعادن الأقل نشاطًا |
3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al |
تتفاعل المعادن مع بعضها البعض وتشكل مركبات بين المعادن - 3Cu + Au → Cu 3 Au، 2Na + Sb → Na 2 Sb.
تطبيق
عام الخواص الكيميائيةتستخدم المعادن في صناعة السبائك ، المنظفاتتستخدم في التفاعلات التحفيزية. المعادن موجودة في البطاريات والإلكترونيات والهياكل الحاملة.
يشار إلى المجالات الرئيسية للتطبيق في الجدول.
أرز. 3. البزموت.
ماذا تعلمنا؟
من درس الكيمياء للصف التاسع ، تعلمنا الخصائص الكيميائية الأساسية للمعادن. تحدد القدرة على التفاعل مع المواد البسيطة والمعقدة نشاط المعادن. كلما كان المعدن أكثر نشاطًا ، كان تفاعله أسهل في ظل الظروف العادية. تتفاعل المعادن النشطة مع الهالوجينات ، واللامعدنية ، والماء ، والأحماض ، والأملاح. تتفاعل المعادن المتذبذبة مع القلويات. لا تتفاعل المعادن الخاملة مع الماء والهالوجينات ومعظم اللافلزات. استعرض بإيجاز مجالات التطبيق. تستخدم المعادن في الطب والصناعة والمعادن والإلكترونيات.
اختبار الموضوع
تقييم التقرير
متوسط تقييم: 4.4 مجموع التصنيفات المستلمة: 70.
الخصائص التصالحية- هذه هي الخصائص الكيميائية الرئيسية المميزة لجميع المعادن. تتجلى في التفاعل مع مجموعة متنوعة من العوامل المؤكسدة ، بما في ذلك العوامل المؤكسدة من بيئة. في نظرة عامةيمكن التعبير عن تفاعل المعدن مع العوامل المؤكسدة بواسطة المخطط:
أنا + مؤكسد" أنا(+ X) ،
حيث (+ X) هي حالة الأكسدة الإيجابية لي.
أمثلة على أكسدة المعادن.
Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \ u003d 2 Fe 2 O 3
Ti + I 2 → Ti (+4) Ti + 2I 2 = TiI 4
Zn + H + → Zn (+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2
سلسلة نشاط المعادن
تختلف خصائص الاختزال للمعادن عن بعضها البعض. تُستخدم جهود القطب الكهربائي E كسمة كمية لخصائص الاختزال للمعادن.
كلما كان المعدن أكثر نشاطًا ، زادت سلبية جهده الكهربائي القياسي E o.
تشكل المعادن المرتبة على التوالي مع انخفاض نشاطها المؤكسد صفًا من النشاط.
سلسلة نشاط المعادن
| أنا | لي | ك | كاليفورنيا | نا | ملغ | ال | مينيسوتا | Zn | سجل تجاري | الحديد | ني | sn | الرصاص | H2 | النحاس | اي جي | Au |
| ميز + | لي + | ك + | Ca2 + | نا + | ملغ 2 + | آل 3+ | Mn2 + | Zn2 + | Cr3 + | Fe2 + | Ni2 + | sn 2+ | Pb 2+ | ح + | Cu2 + | حج + | Au 3+ |
| ه س ، ب | -3,0 | -2,9 | -2,87 | -2,71 | -2,36 | -1,66 | -1,18 | -0,76 | -0,74 | -0,44 | -0,25 | -0,14 | -0,13 | 0 | +0,34 | +0,80 | +1,50 |
يسمى اختزال المعدن من محلول ملحه بمعدن آخر ذي نشاط اختزال أعلى بالتدعيم.. يستخدم الأسمنت في تقنيات التعدين.
على وجه الخصوص ، يتم الحصول على الكادميوم عن طريق اختزاله من محلول ملح بالزنك.
Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+
3.3 1. تفاعل المعادن مع الأكسجين
الأكسجين عامل مؤكسد قوي. يمكنه أكسدة الغالبية العظمى من المعادن باستثناءAuونقطة . تتلامس المعادن الموجودة في الهواء مع الأكسجين ، لذلك ، عند دراسة كيمياء المعادن ، يتم الانتباه دائمًا إلى ميزات تفاعل المعدن مع الأكسجين.
يعلم الجميع أن الحديد الموجود في الهواء الرطب مغطى بالصدأ - أكسيد الحديد المائي. لكن العديد من المعادن في حالة مضغوطة عند درجة حرارة ليست عالية جدًا تظهر مقاومة للأكسدة ، لأنها تشكل طبقات رقيقة على سطحها. أفلام واقية. لا تسمح أفلام منتجات الأكسدة هذه للعامل المؤكسد بالتلامس مع المعدن. ظاهرة تكون على سطح المعدن طبقات واقيةيسمى منع أكسدة المعدن تخميل المعدن.
تؤدي زيادة درجة الحرارة إلى تعزيز أكسدة المعادن بواسطة الأكسجين. يزداد نشاط المعادن في حالة الانقسام الدقيق. تحترق معظم المعادن في شكل مسحوق في الأكسجين.
المعادن s
يظهر أكبر نشاط تصالحيسالمعادن.المعادن Na ، K ، Rb Cs قادرة على الاشتعال في الهواء ، ويتم تخزينها في أوعية مختومة أو تحت طبقة من الكيروسين. يتم تخميل Be و Mg في درجات حرارة منخفضة في الهواء. ولكن عند الاشتعال ، يحترق شريط المغنيسيوم بلهب باهر.
المعادنثانيًاتشكل المجموعات الفرعية A و Li ، عند التفاعل مع الأكسجين ، أكاسيدًا.
2Ca + O 2 \ u003d 2CaO
4 Li + O 2 \ u003d 2 Li 2 O
المعادن القلوية ، غيرلي، عند التفاعل مع الأكسجين ، فإنها لا تشكل أكاسيد ، بل بيروكسيداتأنا 2 ا 2 والأكسدة الفائقةMeO 2 .
2Na + O 2 \ u003d Na 2 O 2
K + O 2 = KO 2
ف المعادن
المعادن المملوكةص- إلى كتلة الهواء يتم تخميلها.
عند حرق الأكسجين
- تشكل معادن المجموعة الفرعية IIIA أكاسيد من النوع أنا 2 O 3,
- يتأكسد Sn ل SNO 2 ، والرصاص - ما يصل إلى PbO
- يذهب بي إلى Bi 2 O 3.
د المعادن
كل شئد- تتأكسد معادن الفترة 4 بالأكسجين. يتأكسد Sc ، Mn ، Fe بسهولة. مقاومة بشكل خاص لتآكل Ti ، V ، Cr.
عندما تحترق في الأكسجين للجميعد
عندما تحترق في الأكسجين للجميعد- عناصر الفترة الرابعة ، فقط سكانديوم والتيتانيوم والفاناديوم تشكل أكاسيد حيث يكون Me في أعلى حالة أكسدة ، مساوية لعدد المجموعة.تشكل المعادن d المتبقية من الفترة الرابعة ، عند حرقها في الأكسجين ، أكاسيدًا يكون فيها Me في حالات أكسدة وسيطة ولكنها مستقرة.
أنواع الأكاسيد المتكونة من فلزات د لأربع فترات أثناء الاحتراق في الأكسجين:
- ميوشكل Zn ، Cu ، Ni ، Co. (عند T> 1000оС Cu أشكال Cu 2 O) ،
- أنا 2 O 3، شكل Cr ، Fe و Sc ،
- MeO 2 - Mn و Ti
- يشكل V أعلى أكسيد - الخامس 2 ا 5 .
عندما تحترق في الأكسجيند- تشكل المعادن ذات الفترات 5 و 6 ، كقاعدة عامة ، أكاسيد أعلى, الاستثناءات هي المعادن Ag ، Pd ، Rh ، Ru.
أنواع الأكاسيد المتكونة من فلزات د من 5 و 6 فترات أثناء الاحتراق في الأكسجين:
- أنا 2 O 3- شكل Y ، La ؛ Rh ؛
- MeO 2- Zr، Hf ؛ الأشعة تحت الحمراء:
- أنا 2 يا 5- ملحوظة ، تا ؛
- MeO 3- مو ، دبليو
- أنا 2 يا 7- ح ، إعادة
- ميو 4 - نظام التشغيل
- MeO- الكادميوم ، الزئبق ، البولي إيثيلين ؛
- أنا 2 O- اي جي؛
تفاعل المعادن مع الأحماض
في المحاليل الحمضية ، كاتيون الهيدروجين هو عامل مؤكسد.. يمكن أن يؤكسد H + الكاتيون المعادن في سلسلة النشاط إلى الهيدروجين، بمعنى آخر. وجود إمكانات القطب السالب.
العديد من المعادن ، عندما تتأكسد ، في المحاليل المائية الحمضية ، يتحول العديد منها إلى كاتيوناتميز + .
أنيونات عدد من الأحماض قادرة على العرض خصائص مؤكسدة، أقوى من H +. تشمل عوامل الأكسدة الأنيونات والأحماض الأكثر شيوعًا ح 2 وبالتالي 4 وHNO 3 .
الأنيونات NO 3 - تظهر خصائص مؤكسدة عند أي تركيز في المحلول ، لكن منتجات الاختزال تعتمد على تركيز الحمض وطبيعة المعدن المؤكسد.
تظهر الأنيونات SO 4 2- خصائص مؤكسدة فقط في تركيز H 2 SO 4.
منتجات تقليل المؤكسد: H + ، NO 3 - , وبالتالي 4 2 -
2H + 2e - =ح 2
وبالتالي 4
2-
من H 2 SO 4 المركزة وبالتالي 4
2-
+ 2 هـ -
+ 4
ح +
=
وبالتالي 2
+ 2
ح 2
ا
(من الممكن أيضًا تكوين S ، H 2 S)
NO 3 - من HNO 3 المركز لا 3 - + هـ -
+ 2 س + =
لا 2 + H 2 O
NO 3 - من HNO 3 المخفف لا 3 - + 3 هـ -
+ 4 س + =لا + 2 س 2 س
(من الممكن أيضًا تكوين N 2 O، N 2، NH 4 +)
أمثلة على تفاعلات تفاعل المعادن مع الأحماض
Zn + H 2 SO 4 (razb.) "ZnSO 4 + H 2
8Al + 15H 2 SO 4 (c.) "4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O
3Ni + 8HNO 3 (deb.) "3Ni (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
نحاس + 4HNO 3 (ج) "نحاس (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
منتجات أكسدة المعادن في المحاليل الحمضية
تشكل الفلزات القلوية كاتيون من النوع Me + ، وتشكل الفلزات s للمجموعة الثانية الكاتيوناتأنا 2+.
عندما تذوب معادن الكتلة p في الأحماض ، تشكل الكاتيونات الموضحة في الجدول.
تذوب المعادن Pb و Bi فقط في حمض النيتريك.
| أنا | ال | جا | في | تل | sn | الرصاص | ثنائية |
| ميز + | آل 3+ | Ga3 + | في 3+ | تل + | sn 2+ | Pb 2+ | ثنائية 3+ |
| إيو ، ب | -1,68 | -0,55 | -0,34 | -0,34 | -0,14 | -0,13 | +0,317 |
جميع المعادن د 4 فترات ما عداالنحاس ، يمكن أن تتأكسد بواسطة الأيوناتح + في المحاليل الحمضية.
أنواع الكاتيونات المكونة من 4 فترات من الفلزات:
- أنا 2+(شكل د- معادن تتراوح من Mn إلى Cu)
- أنا 3+ (شكل Sc ، Ti ، V ، Cr و Fe في حمض النيتريك).
- يشكل Ti و V أيضًا الكاتيونات MeO 2+
في المحاليل الحمضية ، يمكن أن تتأكسد H +: Y ، La ، Cd.
في HNO 3 يمكن أن يذوب: Cd ، Hg ، Ag. Hot HNO 3 يذوب Pd، Tc، Re.
في الساخن H 2 SO 4 يذوب: Ti ، Zr ، V ، Nb ، Tc ، Re ، Rh ، Ag ، Hg.
المعادن: عادة ما يتم إذابة Ti ، Zr ، Hf ، Nb ، Ta ، Mo ، W في خليط من HNO 3 + HF.
في أكوا ريجيا (مخاليط HNO 3 + HCl) يمكن حل Zr و Hf و Mo و Tc و Rh و Ir و Pt و Au و Os بصعوبة). سبب انحلال المعادن في المياه الملكية أو في خليط من HNO 3 + HF هو تكوين مركبات معقدة.
مثال. يصبح تفكك الذهب في أكوا ريجيا ممكنًا بسبب تكوين معقد -
Au + HNO 3 + 4HCl \ u003d H + NO + 2H 2 O
تفاعل المعادن مع الماء
خصائص مؤكسدة الماء بسببح (+1).
2H 2 O + 2e -" ح 2 + 2 أوه -
نظرًا لأن تركيز H + في الماء منخفض ، فإن خصائصه المؤكسدة منخفضة. يمكن أن تذوب المعادن في الماءه< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. كل شئس- معادن غيركن ومغ قابل للذوبان في الماء بسهولة.
2 نا + 2 HOH = ح 2 + 2 أوه -
يتفاعل Na بقوة مع الماء ، ويطلق الحرارة. قد يشتعل انبعاث غاز ثاني أكسيد الكربون.
2H 2 + O 2 \ u003d 2H 2 O
يذوب Mg فقط في الماء المغلي ، ويكون محميًا من الأكسدة بواسطة أكسيد خامل غير قابل للذوبان
معادن كتلة p هي عوامل اختزال أقل قوة منس.
من بين المعادن p ، يكون نشاط الاختزال أعلى بالنسبة للمعادن من المجموعة الفرعية IIIA ، و Sn و Pb عوامل اختزال ضعيفة ، و Bi لديها Eo> 0.
لا تذوب المعادن p في الماء في الظروف العادية. عندما يذوب أكسيد الحماية من السطح في المحاليل القلوية ، يتأكسد Al و Ga و Sn بواسطة الماء.
من بين المعادن د ، تتأكسد بالماءعند تسخينه ، Sc و Mn ، La ، Y. يتفاعل الحديد مع بخار الماء.
تفاعل المعادن مع المحاليل القلوية
في المحاليل القلوية ، يعمل الماء كعامل مؤكسد..
2H 2 O + 2e - \ u003dH 2 + 2 OH - Eo \ u003d - 0.826 B (الرقم الهيدروجيني = 14)
تنخفض الخواص المؤكسدة للماء مع زيادة الأس الهيدروجيني نتيجة لانخفاض تركيز H +. مع ذلك، بعض المعادن التي لا تذوب في الماء تذوب في المحاليل القلوية ،على سبيل المثال ، Al و Zn وبعض الآخرين. سبب رئيسيإن انحلال هذه المعادن في المحاليل القلوية هو أن أكاسيد وهيدروكسيدات هذه المعادن مذبذبة ، وتذوب في القلويات ، وتزيل الحاجز بين العامل المؤكسد وعامل الاختزال.
مثال. حل محلول Al في NaOH.
2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \ u003d 2Na + 3H 2
1. تتفاعل المعادن مع اللافلزات.
2Me + ن Hal 2 → 2 MeHal n
4Li + O2 = 2Li2O
تشكل الفلزات القلوية ، باستثناء الليثيوم ، بيروكسيدات:
2Na + O 2 \ u003d Na 2 O 2
2. تتفاعل المعادن التي تقف في وجه الهيدروجين مع الأحماض (باستثناء معادن النيتريك والكبريت) مع إطلاق الهيدروجين
أنا + حمض الهيدروكلوريك → ملح + H2
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Pb + 2 HCl → PbCl2 ↓ + H2
3. تتفاعل المعادن النشطة مع الماء لتكوين القلويات وتطلق الهيدروجين.
2Me + 2 ن H 2 O → 2Me (OH) n + ن H2
ناتج أكسدة المعدن هو هيدروكسيده - Me (OH) n (حيث n هي حالة أكسدة المعدن).
علي سبيل المثال:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
4. تتفاعل معادن النشاط الوسيط مع الماء عند تسخينها لتكوين أكسيد فلز وهيدروجين.
2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2
منتج الأكسدة في مثل هذه التفاعلات هو أكسيد الفلز Me 2 O n (حيث n هي حالة أكسدة المعدن).
3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2
5. المعادن التي تقف بعد الهيدروجين لا تتفاعل مع الماء والمحاليل الحمضية (باستثناء مركب النيتريك والكبريت).
6. المعادن الأكثر نشاطًا تحل محل المعادن الأقل نشاطًا من محاليل أملاحها.
CuSO 4 + Zn \ u003d ZnSO 4 + Cu
CuSO 4 + Fe \ u003d FeSO 4 + النحاس
المعادن النشطة - استبدل الزنك والحديد النحاس في الكبريتات والأملاح المشكلة. يتأكسد الزنك والحديد ويعاد النحاس.
7. الهالوجينات تتفاعل مع الماء والمحلول القلوي.
الفلور ، على عكس الهالوجينات الأخرى ، يؤكسد الماء:
2 ح 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .
في البرد: Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2OCl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O كلوريد وهيبوكلوريت
التسخين: 3Cl2 + 6KOH− → KClO3 + 5KCl + 3H2O3Cl2 + 6KOH → t ، ∘CKClO3 + 5KCl + 3H2O تشكل لوريد وكلورات
8 الهالوجينات النشطة (باستثناء الفلور) تزيح الهالوجينات الأقل نشاطًا من محاليل أملاحها.
9. الهالوجينات لا تتفاعل مع الأكسجين.
10. المعادن الأمفوتيرية (Al، Be، Zn) تتفاعل مع محاليل القلويات والأحماض.
3Zn + 4H2SO4 = 3 ZnSO4 + S + 4H2O
11. يتفاعل المغنيسيوم مع نشبعوأكسيد السيليكون.
2Mg + CO2 = C + 2MgO
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
12. الفلزات القلوية (باستثناء الليثيوم) تشكل بيروكسيدات مع الأكسجين.
2Na + O 2 \ u003d Na 2 O 2
3. تصنيف المركبات غير العضوية
مواد بسيطة - المواد التي تتكون جزيئاتها من ذرات من نفس النوع (ذرات من نفس العنصر). في التفاعلات الكيميائية ، لا يمكن أن تتحلل لتكوين مواد أخرى.
المواد المعقدة (أو مركبات كيميائية) - مواد تتكون جزيئاتها من ذرات من أنواع مختلفة (ذرات من عناصر كيميائية مختلفة). في التفاعلات الكيميائية ، تتحلل لتكوين عدة مواد أخرى.
تنقسم المواد البسيطة إلى مجموعتين كبيرتين: المعادن وغير المعدنية.
المعادن - مجموعة من العناصر ذات الخصائص المعدنية المميزة: المواد الصلبة (باستثناء الزئبق) لها بريق معدني ، وهي موصلات جيدة للحرارة والكهرباء ، قابلة للطرق (الحديد (Fe) ، النحاس (Cu) ، الألومنيوم (Al) ، الزئبق ( زئبق) ، ذهب (Au) ، فضة (Ag) ، إلخ).
غير المعادن - مجموعة العناصر: الصلبة والسائلة (البروم) و المواد الغازية، التي ليس لها لمعان معدني ، عوازل ، هشة.
لكن مواد معقدةوهي بدورها مقسمة إلى أربع مجموعات ، أو فئات: أكاسيد ، وقواعد ، وأحماض وأملاح.
أكاسيد - هذه مواد معقدة ، يشتمل تكوين جزيئاتها على ذرات الأكسجين وبعض المواد الأخرى.
أسس - هذه مواد معقدة ترتبط فيها ذرات المعدن بواحدة أو أكثر من مجموعات الهيدروكسيل.
من وجهة نظر نظرية التفكك الإلكتروليتي ، فإن القواعد عبارة عن مواد معقدة ، ينتج عن تفككها في محلول مائي الكاتيونات المعدنية (أو NH4 +) والهيدروكسيد - الأنيونات OH-.
الأحماض - هذه مواد معقدة تشتمل جزيئاتها على ذرات هيدروجين يمكن استبدالها أو استبدالها بذرات معدنية.
ملح - هذه مواد معقدة تتكون جزيئاتها من ذرات معدنية وبقايا حمضية. الملح هو نتاج الاستبدال الجزئي أو الكامل لذرات الهيدروجين من حمض بمعدن.