تفاعل المعادن مع اللافلزات. الخواص الكيميائية للمواد البسيطة من المعادن واللافلزات

المحاضرة 11. الخواص الكيميائية للمعادن.

تفاعل المعادن مع عوامل مؤكسدة بسيطة. نسبة المعادن إلى الماء والمحاليل المائية للأحماض والقلويات والأملاح. دور فيلم الأكسيد ومنتجات الأكسدة. تفاعل المعادن مع النيتريك وأحماض الكبريتيك المركزة.

تشمل المعادن جميع العناصر s- و d- و f ، بالإضافة إلى العناصر p الموجودة في الجزء السفلي من الجدول الدوري من القطر المائل من البورون إلى الأستاتين. في مواد بسيطةتتحقق الرابطة المعدنية في هذه العناصر. تحتوي ذرات المعادن على عدد قليل من الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي ، بمقدار 1 أو 2 أو 3. تظهر المعادن خواص موجبة للكهرباء ولديها قدرة كهرسلبية منخفضة ، أقل من اثنين.

المعادن متأصلة مميزات. هذه المواد الصلبة، أثقل من الماء ، مع لمعان معدني. تتمتع المعادن بموصلية حرارية وكهربائية عالية. تتميز بانبعاث الإلكترونات تحت تأثير التأثيرات الخارجية المختلفة: التشعيع بالضوء ، أثناء التسخين ، أثناء التمزق (الانبعاث الإلكتروني الخارجي).

السمة الرئيسية للمعادن هي قدرتها على التبرع بالإلكترونات لذرات وأيونات المواد الأخرى. تعمل المعادن على تقليل العوامل في الغالبية العظمى من الحالات. وهذه هي خصائصها الكيميائية المميزة. ضع في اعتبارك نسبة المعادن إلى عوامل الأكسدة النموذجية ، والتي تشمل المواد البسيطة - غير المعادن والماء والأحماض. يقدم الجدول 1 معلومات عن نسبة المعادن إلى عوامل مؤكسدة بسيطة.

الجدول 1

نسبة المعادن إلى عوامل مؤكسدة بسيطة

تتفاعل جميع المعادن مع الفلور. الاستثناءات هي الألومنيوم والحديد والنيكل والنحاس والزنك في حالة عدم وجود الرطوبة. هذه العناصر ، عند تفاعلها مع الفلور ، تشكل مبدئيًا أغشية فلوريد تحمي المعادن من مزيد من التفاعل.

في ظل نفس الظروف والأسباب ، يتم تخميل الحديد في تفاعل مع الكلور. فيما يتعلق بالأكسجين ، ليس كل المعادن ، ولكن فقط عددًا من المعادن كثيفة أفلام واقيةأكاسيد. في الانتقال من الفلور إلى النيتروجين (الجدول 1) ، ينخفض ​​النشاط التأكسدي وبالتالي كل شيء أكثرلا تتأكسد المعادن. على سبيل المثال ، يتفاعل الليثيوم فقط مع النيتروجين و المعادن الأرضية القلوية.

نسبة المعادن إلى الماء والمحاليل المائية للعوامل المؤكسدة.

في المحاليل المائية ، يتميز نشاط الاختزال للمعدن بقيمة احتمالية الأكسدة القياسية الخاصة به. من النطاق الكامل لإمكانات الأكسدة والاختزال القياسية ، يتم تمييز سلسلة من الفولتية المعدنية ، والتي يشار إليها في الجدول 2.

الجدول 2

معادن إجهاد الصف

في هذه السلسلة من الفولتية ، يتم أيضًا إعطاء قيم إمكانات القطب الكهربائي لقطب الهيدروجين في الوسائط الحمضية (рН = 0) ، المحايدة (рН = 7) ، القلوية (рН = 14). يميز موضع معدن معين في سلسلة من الضغوط قدرته على تفاعلات الأكسدة والاختزال في المحاليل المائية في الشروط القياسية. أيونات المعادن عوامل مؤكسدة والمعادن عوامل اختزال. كلما زاد تواجد المعدن في سلسلة الفولتية ، كانت أيوناته أقوى عامل مؤكسد في محلول مائي. كلما اقترب المعدن من بداية الصف ، كلما كان عامل الاختزال أقوى.

المعادن قادرة على إزاحة بعضها البعض من المحاليل الملحية. يتم تحديد اتجاه التفاعل في هذه الحالة من خلال موقعها المتبادل في سلسلة الفولتية. يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن المعادن النشطة تحل محل الهيدروجين ليس فقط من الماء ، ولكن أيضًا من أي محلول مائي. لذلك ، فإن الإزاحة المتبادلة للمعادن من محاليل أملاحها تحدث فقط في حالة المعادن الموجودة في سلسلة الفولتية بعد المغنيسيوم.

تنقسم جميع المعادن إلى ثلاث مجموعات شرطية ، وهو ما ينعكس في الجدول التالي.

الجدول 3

التقسيم الشرطي للمعادن

التفاعل مع الماء.العامل المؤكسد في الماء هو أيون الهيدروجين. لذلك ، يمكن أن تتأكسد هذه المعادن فقط بواسطة الماء ، حيث تكون إمكانات القطب القياسية أقل من إمكانات أيونات الهيدروجين في الماء. يعتمد على الرقم الهيدروجيني للوسط وهو

φ \ u003d -0.059 درجة حموضة.

في بيئة محايدة (рН = 7) φ = -0.41 V. طبيعة تفاعل المعادن مع الماء معروضة في الجدول 4.

المعادن من بداية السلسلة ، التي لها قدرة سلبية أكبر بكثير من -0.41 فولت ، تزيح الهيدروجين من الماء. لكن المغنيسيوم يزيح الهيدروجين فقط من ماء ساخن. عادة ، المعادن الموجودة بين المغنيسيوم والرصاص لا تحل محل الهيدروجين من الماء. تتشكل أغشية الأكسيد على سطح هذه المعادن ، والتي لها تأثير وقائي.

الجدول 4

تفاعل المعادن مع الماء في وسط محايد

تفاعل المعادن مع حمض الهيدروكلوريك.

العامل المؤكسد في حمض الهيدروكلوريك هو أيون الهيدروجين. جهد القطب القياسي لأيون الهيدروجين صفر. لذلك ، يجب أن تتفاعل جميع المعادن النشطة والمعادن ذات النشاط الوسيط مع الحمض. يعرض الرصاص فقط التخميل.

الجدول 5

تفاعل المعادن مع حمض الهيدروكلوريك

يمكن إذابة النحاس في حمض الهيدروكلوريك شديد التركيز ، على الرغم من حقيقة أنه ينتمي إلى معادن منخفضة النشاط.

يحدث تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك بشكل مختلف ويعتمد على تركيزه.

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك المخفف.يتم التفاعل مع حامض الكبريتيك المخفف بنفس الطريقة كما هو الحال مع حمض الهيدروكلوريك.

الجدول 6

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك المخفف

مخفف حامض الكبريتيكيتأكسد مع أيون الهيدروجين. يتفاعل مع تلك المعادن التي تكون إمكانات قطبها الكهربائي أقل من تلك الموجودة في الهيدروجين. لا يذوب الرصاص في حمض الكبريتيك بتركيز أقل من 80٪ ، لأن ملح PbSO 4 المتكون أثناء تفاعل الرصاص مع حمض الكبريتيك غير قابل للذوبان ويخلق طبقة واقية على سطح المعدن.

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك المركز.

في حامض الكبريتيك المركز ، يعمل الكبريت في حالة الأكسدة +6 كعامل مؤكسد. وهو جزء من أيون الكبريتات SO 4 2-. لذلك ، يؤكسد الحمض المركز جميع المعادن التي تكون جهدها الكهربائي القياسي أقل من تلك الخاصة بعامل الأكسدة. أعلى قيمةجهد القطب في عمليات القطببمشاركة أيون الكبريتات كعامل مؤكسد 0.36 فولت. ونتيجة لذلك ، تتفاعل بعض المعادن منخفضة النشاط أيضًا مع حمض الكبريتيك المركز.

بالنسبة للمعادن ذات النشاط المتوسط ​​(Al ، Fe) ، يحدث التخميل بسبب تكوين أغشية أكسيد كثيفة. يتأكسد القصدير إلى الحالة الرباعية التكافؤ مع تكوين كبريتات القصدير (IV):

Sn + 4 H 2 SO 4 (conc.) \ u003d Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

الجدول 7

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك المركز

يتأكسد الرصاص إلى الحالة ثنائية التكافؤ مع تكوين هيدرو كبريتات الرصاص القابلة للذوبان. يذوب الزئبق في حامض الكبريتيك الساخن المركز ليشكل الزئبق (I) وكبريتات الزئبق (II). حتى الفضة تذوب في غليان حامض الكبريتيك المركز.

يجب أن يؤخذ في الاعتبار أنه كلما كان المعدن أكثر نشاطًا ، زادت درجة اختزال حامض الكبريتيك. مع المعادن النشطة ، يتم تقليل الحمض بشكل أساسي إلى كبريتيد الهيدروجين ، على الرغم من وجود منتجات أخرى أيضًا. علي سبيل المثال

Zn + 2H 2 SO 4 \ u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O ؛

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

4Zn + 5H 2 SO 4 \ u003d 4ZnSO 4 \ u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

تفاعل المعادن مع حامض النيتريك المخفف.

في حمض النيتريك ، يعمل النيتروجين في حالة الأكسدة +5 كعامل مؤكسد. الحد الأقصى لقيمة جهد القطب الكهربائي لأيون النترات لحمض مخفف كعامل مؤكسد هو 0.96 فولت بسبب هذا ذو اهمية قصوى، حمض النيتريك عامل مؤكسد أقوى من حامض الكبريتيك. يتضح هذا من حقيقة أن حامض النيتريك يؤكسد الفضة. يتم تقليل الحمض كلما كان المعدن أعمق ، وكلما زاد نشاط المعدن وزاد تخفيف الحمض.

الجدول 8

تفاعل المعادن مع حامض النيتريك المخفف

تفاعل المعادن مع حامض النيتريك المركز.

عادة ما يتم تقليل حمض النيتريك المركز إلى ثاني أكسيد النيتروجين. يرد تفاعل حمض النيتريك المركز مع المعادن في الجدول 9.

عند استخدام الحمض بنقص وبدون تقليب ، فإن المعادن النشطة تقللها إلى نيتروجين ، والمعادن ذات النشاط المتوسط ​​إلى أول أكسيد الكربون.

الجدول 9

تفاعل حامض النيتريك المركز مع المعادن

تفاعل المعادن مع المحاليل القلوية.

لا يمكن أن تتأكسد المعادن بالقلويات. هذا بسبب الفلزات القلويةعوامل اختزال قوية. لذلك ، فإن أيوناتها هي أضعف العوامل المؤكسدة ولا تظهر خصائص مؤكسدة في المحاليل المائية. ومع ذلك ، في وجود القلويات ، يتجلى التأثير المؤكسد للماء بدرجة أكبر مما في غيابها. نتيجة لذلك ، في المحاليل القلوية ، تتأكسد المعادن بالماء لتشكيل الهيدروكسيدات والهيدروجين. إذا كان الأكسيد والهيدروكسيد من المركبات المتذبذبة ، فسوف يذوبان في محلول قلوي. نتيجة لذلك ، سلبي ماء نظيفتتفاعل المعادن بقوة مع المحاليل القلوية.

الجدول 10

تفاعل المعادن مع المحاليل القلوية

يتم تقديم عملية الذوبان على شكل مرحلتين: أكسدة المعدن بالماء وانحلال الهيدروكسيد:

Zn + 2HOH \ u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2 ؛

Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

هدف:التعرف عمليا على الخصائص الكيميائية المميزة للمعادن ذات الأنشطة المختلفة ومركباتها ؛ لدراسة خصائص المعادن بخصائص مذبذبة. تعادل تفاعلات الأكسدة والاختزال من خلال طريقة توازن الإلكترون أيون.

الجزء النظري

الخصائص الفيزيائية للمعادن. في الظروف العادية ، تعتبر جميع المعادن ، باستثناء الزئبق ، مواد صلبة تختلف بشدة في درجة الصلابة. المعادن ، كونها موصلات من النوع الأول ، لها موصلية كهربائية وحرارية عالية. ترتبط هذه الخصائص ببنية الشبكة البلورية ، في العقد التي توجد بها أيونات معدنية ، والتي تتحرك الإلكترونات الحرة بينها. يحدث انتقال الكهرباء والحرارة بسبب حركة هذه الإلكترونات.

الخواص الكيميائية للمعادن . جميع المعادن عوامل اختزال ، أي في تفاعلات كيميائيةيفقدون الإلكترونات ويصبحون أيونات موجبة الشحنة. نتيجة لذلك ، تتفاعل معظم المعادن مع عوامل مؤكسدة نموذجية ، مثل الأكسجين ، لتكوين أكاسيد ، والتي تغطي في معظم الحالات سطح المعدن بطبقة كثيفة.

ملغ ° + O 2 ° = 2 ملغ +2 س- 2

ملغ -2 = ملغ +2

حول 2 +4 = 2O -2

يعتمد نشاط الاختزال للمعادن في المحاليل على موضع المعدن في سلسلة من الفولتية أو على قيمة جهد القطب الكهربائي للمعدن (الجدول). وكلما انخفضت قيمة جهد القطب الكهربائي الذي يتمتع به معدن معين ، زاد نشاطه إنه كعامل مختزل. يمكن تقسيم جميع المعادن إلى 3 مجموعات :

معادن نشطة - من بداية سلسلة الضغوط (أي من Li) إلى Mg ؛

معادن النشاط الوسيط ملغ إلى ح ؛

معادن غير نشطة - من H إلى نهاية سلسلة الجهد (إلى Au).

تتفاعل معادن المجموعة الأولى مع الماء (يشمل ذلك بشكل أساسي الفلزات الأرضية القلوية والقلوية) ؛ نواتج التفاعل هي هيدروكسيدات الفلزات المقابلة والهيدروجين ، على سبيل المثال:

2K ° + 2N 2 O = 2 KOH + H 2 حول

ك ° -= ك + | 2

2 ح + +2 = ح 2 0 | 1

تفاعل المعادن مع الأحماض

تتفاعل جميع الأحماض غير المؤكسدة (هيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك ، هيدروبروميك HBr ، إلخ) ، وكذلك بعض الأحماض المحتوية على الأكسجين (حمض الكبريتيك المخفف H 2 SO 4 ، الفوسفوريك H 3 PO 4 ، الخليك CH 3 COOH ، إلخ) مع المعادن 1 و مجموعتان تقفان في سلسلة من الفولتية حتى الهيدروجين. في هذه الحالة ، يتم تكوين الملح المقابل ويتم إطلاق الهيدروجين:

Zn+ ح 2 وبالتالي 4 = ZnSO 4 + ح 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2 ح + +2 = ح 2 ° | واحد

يؤكسد حامض الكبريتيك المركز معادن المجموعة الأولى والثانية والثالثة جزئيًا (حتى Ag شاملة) بينما يتم اختزاله إلى SO 2 - وهو غاز عديم اللون برائحة نفاذة ، والكبريت الحر الذي يترسب على شكل ترسبات بيضاء أو كبريتيد الهيدروجين H 2S - غاز برائحة فاسدة بيض. كلما زاد نشاط المعدن ، انخفض الكبريت ، على سبيل المثال:

| 1

| 8

يؤكسد حمض النيتريك بأي تركيز جميع المعادن تقريبًا ، بينما يتشكل نترات المعدن المقابل والماء ومنتج الاختزال N +5 (NO 2 - غاز بني برائحة نفاذة ، NO - غاز عديم اللون برائحة نفاذة ، N 2 O - غاز برائحة مخدرة ، N 2 - غاز عديم الرائحة ، NH 4 NO 3 - محلول عديم اللون). كلما زاد نشاط المعدن وزاد تخفيف الحمض ، انخفض حمض النيتريك بدرجة أكبر.

تتفاعل مع القلويات مذبذب المعادن التي تنتمي أساسًا إلى المجموعة 2 (Zn ، Be ، Al ، Sn ، Pb ، إلخ). يستمر التفاعل عن طريق اندماج المعادن مع القلويات:

الرصاص+2 هيدروكسيد الصوديوم= نا 2 PbO 2 + ح 2

الرصاص 0 -2 = الرصاص 2+ | 1

2 ح + +2 = ح 2 ° | واحد

أو عند التعامل معها هاون قويالقلويات:

كن + 2NaOH + 2H 2 حول = نا 2 + ح 2

كن ° -2= كن +2 | 1

شكل المعادن المتذبذبة أكاسيد مذبذبةوبناءً عليه ، هيدروكسيدات مذبذبة (تتفاعل مع الأحماض والقلويات لتكوين الملح والماء) ، على سبيل المثال:

أو في شكل أيوني:

أو في شكل أيوني:

الجزء العملي

رقم الخبرة 1.تفاعل المعادن مع الماء .

خذ قطعة صغيرة من المعدن القلوي أو القلوي الترابي (الصوديوم والبوتاسيوم والليثيوم والكالسيوم) المخزنة في وعاء من الكيروسين ، وجففها جيدًا بورق الترشيح ، وضعها في كوب خزفي مملوء بالماء. في نهاية التجربة ، أضف بضع قطرات من الفينول فثالين وحدد وسط المحلول الناتج.

عندما يتفاعل المغنيسيوم مع الماء ، قم بتسخين أنبوب التفاعل لبعض الوقت على مصباح كحولي.

رقم الخبرة 2.تفاعل المعادن مع الأحماض المخففة .

صب 20-25 قطرة من محلول 2N من أحماض الهيدروكلوريك والكبريتيك والنيتريك في ثلاثة أنابيب اختبار. قم بإسقاط المعادن في كل أنبوب اختبار على شكل أسلاك أو قطع أو نشارة. مراقبة الأحداث الجارية. تسخين أنابيب الاختبار حيث لا يحدث شيء في مصباح كحول حتى يبدأ التفاعل. شم أنبوب حمض النيتريك برفق لتحديد الغاز المتصاعد.

رقم الخبرة 3.تفاعل المعادن مع الأحماض المركزة .

قم بصب 20-25 قطرة من أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة (بعناية!) في أنبوبين اختبار ، قم بإسقاط المعدن فيهما ، ولاحظ ما يحدث. إذا لزم الأمر ، يمكن تسخين أنابيب الاختبار على مصباح كحول قبل بدء التفاعل. شم أنابيب الاختبار برفق لتحديد إطلاق الغازات.

الخبرة رقم 4.تفاعل المعادن مع القلويات .

صب 20-30 قطرة من محلول قلوي مركز (KOH أو NaOH) في أنبوب اختبار ، أضف المعدن. قم بتسخين أنبوب الاختبار قليلاً. شاهد ما يحدث.

خبرة№5. إيصال والخصائص هيدروكسيدات المعادن.

صب 15-20 قطرة من الملح من المعدن المقابل في أنبوب اختبار ، أضف القلويات حتى تتشكل راسب. قسّم الرواسب إلى قسمين. صب محلول حمض الهيدروكلوريك على جزء ، والمحلول القلوي على الجزء الآخر. ملاحظات مارك ، وكتابة المعادلات في الأشكال الجزيئية ، والأيونية الكاملة والأيونية القصيرة ، واستخلاص استنتاج حول طبيعة الهيدروكسيد الناتج.

صياغة العمل والاستنتاجات

لتفاعلات الأكسدة والاختزال ، اكتب معادلات توازن الإلكترون - أيون ، واكتب تفاعلات التبادل الأيوني في الأشكال الجزيئية والأيونية الجزيئية.

في الاستنتاجات ، اكتب إلى أي مجموعة نشاط (1 أو 2 أو 3) ينتمي المعدن الذي درسته وما هي الخصائص - الأساسية أو المذبذبة - التي يعرضها هيدروكسيده. برر الاستنتاجات.

معمل رقم 11

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 التفاعلات الكيميائية ، تعمل المعادن كعوامل 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 في المحاليل المائية. 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.

إذا رسمنا قطريًا من البريليوم إلى الأستاتين في الجدول الدوري لعناصر DI Mendeleev ، فستكون هناك عناصر معدنية على القطر في أسفل اليسار (تشمل أيضًا عناصر من مجموعات فرعية ثانوية ، مظللة باللون الأزرق) ، وفي الجزء العلوي يمين - عناصر غير معدنية (مظللة الأصفر). العناصر الموجودة بالقرب من القطر - شبه المعادن أو الفلزات (B ، Si ، Ge ، Sb ، إلخ) لها حرف مزدوج (مظلل باللون الوردي).

كما يتضح من الشكل ، فإن الغالبية العظمى من العناصر عبارة عن معادن.

بحكم طبيعتها الكيميائية ، المعادن هي عناصر كيميائية تتبرع ذراتها بالإلكترونات من مستويات الطاقة الخارجية أو ما قبل الخارجية ، وبالتالي تشكل أيونات موجبة الشحنة.

تحتوي جميع المعادن تقريبًا على أنصاف أقطار كبيرة نسبيًا وعدد صغير من الإلكترونات (من 1 إلى 3) عند مستوى الطاقة الخارجية. تتميز المعادن بقيم كهربية منخفضة وخصائص مختزلة.

توجد المعادن الأكثر شيوعًا في بداية الفترات (بدءًا من الثانية) ، وتضعف الخصائص المعدنية بعيدًا من اليسار إلى اليمين. في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل ، يتم تحسين الخصائص المعدنية ، لأن نصف قطر الذرات يزداد (بسبب زيادة عدد مستويات الطاقة). هذا يؤدي إلى انخفاض في الكهربية (القدرة على جذب الإلكترونات) للعناصر وزيادة في خصائص الاختزال (القدرة على التبرع بالإلكترونات لذرات أخرى في التفاعلات الكيميائية).

عاديالمعادن هي عناصر s (عناصر من مجموعة IA من Li إلى Fr. عناصر من مجموعة PA من Mg إلى Ra). عام الصيغة الإلكترونيةذراتهم ns 1-2. تتميز بحالات الأكسدة + I و + II على التوالي.

يشير العدد الصغير من الإلكترونات (1-2) في مستوى الطاقة الخارجية لذرات المعدن النموذجية إلى سهولة فقدان هذه الإلكترونات وظهور خصائص اختزال قوية ، مما يعكس قيمًا منخفضة للكهرباء. هذا يعني الخصائص الكيميائية المحدودة وطرق الحصول على المعادن النموذجية.

السمة المميزة للمعادن النموذجية هي ميل ذراتها إلى تكوين الكاتيونات والروابط الكيميائية الأيونية مع الذرات غير المعدنية. مركبات المعادن النموذجية مع اللافلزات هي بلورات أيونية"أنيون غير معدني كاتيون معدني" ، على سبيل المثال K + Br -، Ca 2+ O 2-. يتم أيضًا تضمين الكاتيونات المعدنية النموذجية في المركبات ذات الأنيونات المعقدة - الهيدروكسيدات والأملاح ، على سبيل المثال ، Mg 2+ (OH -) 2 ، (Li +) 2CO3 2-.

لا تُظهر معادن المجموعة A التي تشكل القطر المذبذب في الجدول الدوري Be-Al-Ge-Sb-Po ، وكذلك المعادن المجاورة لها (Ga ، In ، Tl ، Sn ، Pb ، Bi) خصائص معدنية نموذجية . الصيغة الإلكترونية العامة لذراتهم نانوثانية 2 np 0-4 يشير إلى تنوع أكبر في حالات الأكسدة ، وقدرة أكبر على الاحتفاظ بالإلكترونات الخاصة بهم ، وانخفاض تدريجي في قدرتها على الاختزال وظهور قدرة مؤكسدة ، خاصة في حالات الأكسدة العالية (الأمثلة النموذجية هي المركبات Tl III ، Pb IV ، Bi v ). السلوك الكيميائي المماثل هو أيضًا سمة لمعظم (عناصر د ، أي عناصر المجموعات ب النظام الدوري (أمثلة نموذجية- العناصر المتذبذبة Cr و Zn).

يرجع هذا المظهر للخصائص الثنائية (مذبذب) ، المعدنية (الأساسية) وغير المعدنية ، إلى طبيعة الرابطة الكيميائية. في الحالة الصلبة ، تحتوي المركبات المكونة من معادن غير نمطية مع غير فلزات على روابط تساهمية في الغالب (ولكنها أقل قوة من الروابط بين اللافلزات). في المحلول ، تنكسر هذه الروابط بسهولة وتتفكك المركبات إلى أيونات (كليًا أو جزئيًا). على سبيل المثال ، يتكون معدن الغاليوم من جزيئات Ga 2 ، في الألومنيوم الحالة الصلبة وكلوريدات الزئبق (II) يحتوي AlCl 3 و HgCl 2 على روابط تساهمية قوية ، ولكن في محلول AlCl 3 ينفصل تمامًا تقريبًا ، و HgCl 2 - إلى صغير جدًا المدى (وحتى بعد ذلك إلى HgCl + و Cl - أيونات).

الخصائص الفيزيائية العامة للمعادن

نظرًا لوجود الإلكترونات الحرة ("غاز الإلكترون") في الشبكة البلورية ، فإن جميع المعادن تظهر الخصائص العامة المميزة التالية:

1) بلاستيك- القدرة على تغيير الشكل بسهولة ، وتمتد إلى سلك ، وتدحرج إلى صفائح رقيقة.

2) بريق معدنيوالتعتيم. هذا بسبب تفاعل الإلكترونات الحرة مع الضوء الساقط على المعدن.

3) التوصيل الكهربائي. يتم تفسيره بالحركة الموجهة للإلكترونات الحرة من القطب السالب إلى القطب الموجب تحت تأثير فرق جهد صغير. عند تسخينها ، تنخفض الموصلية الكهربائية بسبب. مع ارتفاع درجة الحرارة ، تزداد اهتزازات الذرات والأيونات في عقد الشبكة البلورية ، مما يجعل من الصعب على الحركة الموجهة لـ "غاز الإلكترون".

4) توصيل حراري.بسبب الحركة العالية للإلكترونات الحرة ، بسبب ذلك التسوية السريعةدرجة الحرارة حسب وزن المعدن. أعلى موصلية حرارية في البزموت والزئبق.

5) صلابة.أصعب الكروم (قطع الزجاج) ؛ أنعم - المعادن القلوية - البوتاسيوم والصوديوم والروبيديوم والسيزيوم - تقطع بسكين.

6) كثافة.إنه أقل هو الأقل الكتلة الذريةمعدن ونصف قطر ذري أكبر. أخف وزنا هو الليثيوم (ρ = 0.53 جم / سم 3) ؛ أثقل هو الأوزميوم (ρ = 22.6 جم / سم 3). تعتبر المعادن ذات الكثافة الأقل من 5 جم / سم 3 "معادن خفيفة".

7) نقاط الانصهار والغليان.أكثر المعادن قابلية للانصهار هو الزئبق (m.p. = -39 ° C) ، وأكثر المعادن مقاومة للصهر هو التنجستن (t ° m. = 3390 ° C). المعادن مع t ° pl. أعلى من 1000 درجة مئوية تعتبر مقاومة للحرارة ، وتحت درجة انصهار منخفضة.

الخصائص الكيميائية العامة للمعادن

عوامل الاختزال القوية: Me 0 - nē → Me n +

يميز عدد من الضغوط النشاط المقارن للمعادن في تفاعلات الأكسدة والاختزال في المحاليل المائية.

1. تفاعلات المعادن مع اللافلزات

1) بالأكسجين:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) بالكبريت:
زئبق + S → زئبق

3) مع الهالوجينات:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2

4) بالنيتروجين:
3Ca + N 2 - t ° → Ca 3 N 2

5) بالفوسفور:
3Ca + 2P - t ° → Ca 3 P 2

6) مع الهيدروجين (تتفاعل معادن الأرض القلوية والقلوية فقط):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

ثانيًا. تفاعلات المعادن مع الأحماض

1) المعادن الموجودة في السلسلة الكهروكيميائية للجهد حتى H تقلل الأحماض غير المؤكسدة إلى الهيدروجين:

ملغ + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) مع الأحماض المؤكسدة:

في تفاعل حامض النيتريك بأي تركيز وحمض الكبريتيك المركز مع المعادن لا يتم إطلاق الهيدروجين أبدًا!

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 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ثالثا. تفاعل المعادن مع الماء

1) النشطة (الفلزات القلوية والقلوية الأرضية) تشكل قاعدة قابلة للذوبان (قلوي) وهيدروجين:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

2) تتأكسد معادن النشاط المتوسط ​​بالماء عند تسخينها إلى أكسيد:

Zn + H 2 O - t ° → ZnO + H 2

3) غير نشط (Au ، Ag ، Pt) - لا تتفاعل.

رابعا. الإزاحة بمعادن أكثر نشاطًا للمعادن الأقل نشاطًا من محاليل أملاحها:

النحاس + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO4

في الصناعة ، لا تستخدم المعادن النقية في كثير من الأحيان ، ولكن مخاليطها - سبائكحيث تستكمل الخصائص المفيدة لمعدن ما بالخصائص المفيدة لمعدن آخر. لذلك ، يتميز النحاس بصلابة منخفضة وقليل الاستخدام في تصنيع أجزاء الماكينة ، بينما سبائك النحاس مع الزنك ( نحاس) بالفعل صعبة للغاية وتستخدم على نطاق واسع في الهندسة الميكانيكية. يتميز الألمنيوم بليونة عالية وخفة كافية (كثافة منخفضة) ، ولكنه ناعم جدًا. على أساسها ، يتم تحضير سبيكة من المغنيسيوم والنحاس والمنغنيز - دورالومين (دورالومين) ، والتي ، دون أن تفقد خصائص مفيدةالألمنيوم ، يكتسب صلابة عالية ويصبح مناسبًا لصناعة الطائرات. سبائك الحديد مع الكربون (وإضافات معادن أخرى) معروفة على نطاق واسع الحديد الزهرو صلب.

المعادن في شكل حر تقليل الوكلاء.لكن التفاعليةبعض المعادن صغيرة بسبب حقيقة أنها مغطاة فيلم أكسيد السطحمقاومة بدرجات متفاوتة لعمل الكواشف الكيميائية مثل الماء ومحاليل الأحماض والقلويات.

على سبيل المثال ، يُغطى الرصاص دائمًا بغشاء أكسيد ؛ ولا يتطلب تحوله إلى محلول التعرض لكاشف (على سبيل المثال ، حمض النيتريك المخفف) ، ولكن أيضًا التسخين. يمنع فيلم الأكسيد الموجود على الألومنيوم تفاعله مع الماء ، ولكنه يتلف تحت تأثير الأحماض والقلويات. فيلم أكسيد فضفاض (صدأ) ، المتكونة على سطح الحديد في الهواء الرطب ، لا تتداخل مع أكسدة الحديد.

تحت تأثير تتركزتتشكل الأحماض على المعادن مستمرفيلم أكسيد. هذه الظاهرة تسمى التخميل. لذلك ، في المركز حامض الكبريتيكتخميل (ومن ثم لا تتفاعل مع الحمض) مثل المعادن مثل Be و Bi و Co و Fe و Mg و Nb وفي حمض النيتريك المركز - المعادن A1 و Be و Bi و Co و Cr و Fe و Nb و Ni و Pb و ال و U.

عند التفاعل مع العوامل المؤكسدة في المحاليل الحمضية ، تتحول معظم المعادن إلى كاتيونات ، يتم تحديد شحنتها من خلال حالة الأكسدة المستقرة لعنصر معين في المركبات (Na + ، Ca 2+ ، A1 3+ ، Fe 2+ و Fe 3 +)

ينتقل نشاط الاختزال للمعادن في محلول حمضي عن طريق سلسلة من الضغوط. يتم تحويل معظم المعادن إلى محلول بهيدروكلوريك وأحماض كبريتية مخففة ، ولكن يتم تحويل النحاس ، Ag و Hg - فقط مع أحماض الكبريتيك (المركزة) والنتريك ، و Pt و Au - باستخدام "أكوا ريجيا".

تآكل المعادن

من الخصائص الكيميائية غير المرغوب فيها للمعادن ، أي التدمير النشط (الأكسدة) عند ملامستها للماء وتحت تأثير الأكسجين المذاب فيه (تآكل الأكسجين).على سبيل المثال ، تآكل منتجات الحديد في الماء معروف على نطاق واسع ، ونتيجة لذلك يتكون الصدأ ، وتنهار المنتجات إلى مسحوق.

يحدث تآكل المعادن في الماء أيضًا بسبب وجود غازات مذابة من ثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكبريت ؛ يتم إنشاء بيئة حمضية ، ويتم إزاحة كاتيونات H + بواسطة معادن نشطة على شكل هيدروجين H 2 ( تآكل الهيدروجين).

يمكن أن تكون نقطة التلامس بين معدنين مختلفين تآكلًا بشكل خاص ( تآكل الاتصال).بين معدن ، مثل الحديد ، ومعدن آخر ، مثل Sn أو Cu ، يوضع في الماء ، يظهر زوجان كلفانيان. ينتقل تدفق الإلكترونات من المعدن الأكثر نشاطًا ، الموجود على اليسار في سلسلة الفولتية (Re) ، إلى المعدن الأقل نشاطًا (Sn ، Cu) ، ويتم تدمير المعدن الأكثر نشاطًا (يتآكل).

ولهذا السبب يصدأ السطح المعلب. علب(حديد مطلي بالقصدير) عند تخزينه في جو رطب والتعامل معه بإهمال (ينهار الحديد بسرعة حتى بعد إدخال خدش صغير ، مما يسمح بتلامس الحديد مع الرطوبة). على العكس من ذلك ، فإن السطح المجلفن لدلو من الحديد لا يصدأ لفترة طويلة ، لأنه حتى لو كانت هناك خدوش ، فليس الحديد هو الذي يتآكل ، بل الزنك (معدن أكثر نشاطًا من الحديد).

تتعزز مقاومة التآكل لمعدن معين عندما يتم تغطيته بمعدن أكثر نشاطًا أو عند اندماجها ؛ على سبيل المثال ، طلاء الحديد بالكروم أو صنع سبيكة من الحديد بالكروم يزيل تآكل الحديد. حديد وصلب مطلي بالكروم يحتوي على الكروم ( الفولاذ المقاوم للصدأ ) لديها مقاومة عالية للتآكل.

علم المعادن، أي الحصول على المعادن عن طريق التحليل الكهربائي للمواد المنصهرة (بالنسبة للمعادن الأكثر نشاطًا) أو المحاليل الملحية ؛

ميتالورجيا، أي استخلاص المعادن من الخامات عند درجات حرارة عالية (على سبيل المثال ، إنتاج الحديد في عملية أفران الصهر) ؛

علم المعادن، أي عزل المعادن عن محاليل أملاحها بمعادن أكثر نشاطًا (على سبيل المثال ، إنتاج النحاس من محلول CuSO4 بفعل الزنك أو الحديد أو الألومنيوم).

توجد المعادن الأصلية أحيانًا في الطبيعة (الأمثلة النموذجية هي Ag ، Au ، Pt ، Hg) ، ولكن غالبًا ما تكون المعادن في شكل مركبات ( خامات المعادن). من حيث الانتشار في قشرة الأرضتختلف المعادن: من الأكثر شيوعًا - Al ، Na ، Ca ، Fe ، Mg ، K ، Ti) إلى أندرها - Bi ، In ، Ag ، Au ، Pt ، Re.

لا يحدد هيكل ذرات المعدن الخاصية فقط الخصائص الفيزيائيةالمواد البسيطة - المعادن ، ولكن أيضًا خصائصها الكيميائية العامة.

مع وجود تنوع كبير ، تكون جميع التفاعلات الكيميائية للمعادن عبارة عن أكسدة اختزال ويمكن أن تكون من نوعين فقط: المركبات والبدائل. المعادن قادرة على التبرع بالإلكترونات أثناء التفاعلات الكيميائية ، أي أنها يمكن أن تكون عوامل اختزال ، وتظهر فقط حالة أكسدة موجبة في المركبات المتكونة.

في نظرة عامةيمكن التعبير عن هذا في رسم بياني:
أنا 0 - ني → أنا + ن ،
حيث أنا - معدن - مادة بسيطة ، وأنا 0 + ن - معدن عنصر كيميائيفي اتصال.

المعادن قادرة على التبرع بإلكترونات التكافؤ الخاصة بها للذرات غير المعدنية ، أيونات الهيدروجين ، أيونات المعادن الأخرى ، وبالتالي سوف تتفاعل مع غير المعادن - المواد البسيطة ، الماء ، الأحماض ، الأملاح. ومع ذلك ، فإن القدرة المخفضة للمعادن مختلفة. يعتمد تكوين نواتج التفاعل للمعادن بمواد مختلفة أيضًا على القدرة المؤكسدة للمواد والظروف التي يستمر فيها التفاعل.

في درجات حرارة عاليةمعظم المعادن تحترق في الأكسجين:

2Mg + O 2 \ u003d 2MgO

فقط الذهب والفضة والبلاتين وبعض المعادن الأخرى لا تتأكسد في ظل هذه الظروف.

تتفاعل العديد من المعادن مع الهالوجينات بدون تسخين. على سبيل المثال ، مسحوق الألمنيوم ، عند مزجه مع البروم ، يشتعل:

2Al + 3Br 2 = 2 البر 3

عندما تتفاعل المعادن مع الماء ، تتشكل الهيدروكسيدات أحيانًا. تتفاعل المعادن القلوية ، وكذلك الكالسيوم والسترونتيوم والباريوم ، بنشاط كبير مع الماء في ظل الظروف العادية. يبدو المخطط العام لهذا التفاعل كما يلي:

أنا + HOH → أنا (أوه) ن + ح 2

تتفاعل معادن أخرى مع الماء عند تسخينها: المغنيسيوم عندما يغلي ، والحديد في بخار الماء عندما يغلي باللون الأحمر. في هذه الحالات ، يتم الحصول على أكاسيد المعادن.

إذا تفاعل المعدن مع حمض ، فهو جزء من الملح الناتج. عندما يتفاعل معدن مع المحاليل الحمضية ، يمكن أن يتأكسد بواسطة أيونات الهيدروجين الموجودة في هذا المحلول. يمكن كتابة المعادلة الأيونية المختصرة بشكل عام على النحو التالي:

أنا + nH + → أنا n + + H 2

أقوى خصائص مؤكسدةمن أيونات الهيدروجين ، فإن الأنيونات للأحماض المحتوية على الأكسجين ، مثل أحماض الكبريتيك والنتريك المركزة ، لها. لذلك ، فإن تلك المعادن التي لا يمكن أن تتأكسد بأيونات الهيدروجين ، مثل النحاس والفضة ، تتفاعل مع هذه الأحماض.

عندما تتفاعل المعادن مع الأملاح ، يحدث تفاعل الاستبدال: إلكترونات من ذرات الاستبدال - يمر المعدن الأكثر نشاطًا إلى أيونات البديل - معدن أقل نشاطًا. ثم تقوم الشبكة باستبدال المعدن بالمعادن الموجودة في الأملاح. هذه التفاعلات غير قابلة للعكس: إذا أزاح المعدن A المعدن B من محلول الملح ، فلن يحل المعدن B محل المعدن A من محلول الملح.

بترتيب تنازلي للنشاط الكيميائي ، يتجلى في تفاعلات إزاحة المعادن من بعضها البعض محاليل مائيةتوجد أملاحها ، معادنها في السلسلة الكهروكيميائية لجهد (نشاط) المعادن:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → حزب العمال → Au

المعادن الموجودة على يسار هذا الصف أكثر نشاطًا وقادرة على إزاحة المعادن التي تليها من المحاليل الملحية.

يدخل الهيدروجين في السلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن ، باعتباره المعدن الوحيد غير المعدني الذي ينفصل عن المعادن الملكية المشتركة- تكوين أيونات موجبة الشحنة. لذلك ، يحل الهيدروجين محل بعض المعادن في أملاحها ويمكن استبداله بحد ذاته بالعديد من المعادن في الأحماض ، على سبيل المثال:

Zn + 2 HCl \ u003d ZnCl 2 + H 2 + Q

المعادن الموجودة في السلسلة الكهروكيميائية للجهد حتى الهيدروجين تحل محلها من العديد من الأحماض (الهيدروكلوريك ، الكبريتيك ، إلخ) ، وكل ما يليها ، على سبيل المثال ، لا يحل محل النحاس.

الموقع ، مع النسخ الكامل أو الجزئي للمادة ، يلزم وجود رابط إلى المصدر.