Hva interagerer metaller med? Generelle fysiske og kjemiske egenskaper til metaller

Metallers kjemiske egenskaper: interaksjon med oksygen, halogener, svovel og forhold til vann, syrer, salter.

De kjemiske egenskapene til metaller bestemmes av atomenes evne til å enkelt gi fra seg elektroner fra et eksternt energinivå, og blir til positivt ladede ioner. Altså i kjemiske reaksjoner metaller viser seg å være energiske reduksjonsmidler. Dette er deres viktigste felles kjemiske egenskap.

Evnen til å donere elektroner varierer mellom atomene til individuelle metalliske elementer. Jo lettere et metall gir fra seg elektronene sine, jo mer aktivt er det, og jo kraftigere reagerer det med andre stoffer. Basert på forskning ble alle metaller ordnet i rekkefølge for å redusere deres aktivitet. Denne serien ble først foreslått av den fremragende forskeren N. N. Beketov. Denne aktivitetsserien av metaller kalles også forskyvningsserien av metaller eller den elektrokjemiske rekken av metallspenninger. Det ser slik ut:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Ved hjelp av denne serien kan du oppdage hvilket metall som er aktivt i et annet. Denne serien inneholder hydrogen, som ikke er et metall. Dens synlige egenskaper tas for sammenligning som en slags null.

Med egenskapene til reduksjonsmidler, reagerer metaller med forskjellige oksidasjonsmidler, først og fremst med ikke-metaller. Metaller reagerer med oksygen under normale forhold eller ved oppvarming for å danne oksider, for eksempel:

2Mg0 + 002 = 2Mg+20-2

I denne reaksjonen oksideres magnesiumatomer og oksygenatomer reduseres. Edelmetallene på slutten av serien reagerer med oksygen. Reaksjoner med halogener oppstår aktivt, for eksempel forbrenning av kobber i klor:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reaksjoner med svovel oppstår oftest ved oppvarming, for eksempel:

Fe0 + SO = Fe+2S-2

Aktive metaller i aktivitetsserien av metaller i Mg reagerer med vann for å danne alkalier og hydrogen:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Medium aktivitet metaller fra Al til H2 reagerer med vann under mer alvorlige forhold og danner oksider og hydrogen:

Pb0 + H+2O Metallers kjemiske egenskaper: interaksjon med oksygen Pb+2O + H02.

Et metalls evne til å reagere med syrer og salter i løsning avhenger også av dets plassering i fortrengningsserien av metaller. Metaller i den fortrengende raden av metaller til venstre for hydrogen fortrenger (reduserer) vanligvis hydrogen fra fortynnede syrer, mens metaller plassert til høyre for hydrogen ikke fortrenger det. Dermed reagerer sink og magnesium med sure løsninger, frigjør hydrogen og danner salter, men kobber reagerer ikke.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Metallatomene i disse reaksjonene er reduksjonsmidler, og hydrogenionene er oksidasjonsmidler.

Metaller reagerer med salter i vandige løsninger. Aktive metaller fortrenger mindre aktive metaller fra sammensetningen av salter. Dette kan bestemmes av aktivitetsserien til metaller. Reaksjonsproduktene er nytt salt og nytt metall. Så hvis en jernplate er nedsenket i en løsning av kobber (II) sulfat, vil kobber etter en tid frigjøres på den i form av et rødt belegg:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0.

Men hvis en sølvplate er nedsenket i en løsning av kobber(II)sulfat, vil ingen reaksjon oppstå:

Ag + CuSO4 ≠ .

For å gjennomføre slike reaksjoner kan man ikke bruke metaller som er for aktive (fra litium til natrium) som kan reagere med vann.

Derfor er metaller i stand til å reagere med ikke-metaller, vann, syrer og salter. I alle disse tilfellene blir metallene oksidert og er reduksjonsmidler. For å forutsi forløpet av kjemiske reaksjoner som involverer metaller, bør en fortrengningsserie av metaller brukes.

Metallforhold reaksjonsligninger:

• a) til enkle stoffer: oksygen, hydrogen, halogener, svovel, nitrogen, karbon;
• b) til komplekse stoffer: vann, syrer, alkalier, salter.

1. Metaller inkluderer s-elementer av gruppe I og II, alle s-elementer, p-elementer Gruppe III(unntatt bor), samt tinn og bly (gruppe IV), vismut (gruppe V) og polonium (gruppe VI). De fleste metaller har 1-3 elektroner i sitt ytre energinivå. For atomer av d-elementer, innen perioder, er d-subnivåene til det pre-ytre laget fylt fra venstre til høyre.
2. De kjemiske egenskapene til metaller bestemmes av den karakteristiske strukturen til deres ytre elektronskall.

I løpet av en periode, ettersom kjerneladningen øker, reduseres radiene til atomer med samme antall elektronskall. Atomene til alkalimetaller har de største radiene. Jo mindre radius av atomet, jo større ioniseringsenergi, og jo større radius av atomet, jo mindre ioniseringsenergi. Siden metallatomer har de største atomradiene, er de hovedsakelig preget av lave verdier av ioniseringsenergi og elektronaffinitet. Frie metaller viser utelukkende reduserende egenskaper.

3) Metaller danner oksider, for eksempel:

Bare alkali- og jordalkalimetaller reagerer med hydrogen og danner hydrider:

Metaller reagerer med halogener, danner halogenider, med svovel - sulfider, med nitrogen - nitrider, med karbon - karbider.

Med en økning i den algebraiske verdien av standardelektrodepotensialet til et metall E 0 i spenningsserien, reduseres metallets evne til å reagere med vann. Så, jern reagerer med vann bare ved svært:

høy temperatur Metaller med positiv verdi

standard elektrodepotensial, det vil si de som står etter hydrogen i spenningsserien, reagerer ikke med vann.

Reaksjoner av metaller med syrer er karakteristiske. Metaller med negativ E0-verdi fortrenger hydrogen fra løsninger av HCl, H2S04, H3P04, etc. Et metall med en lavere verdi på E 0 fortrenger et metall med stor verdi

E 0 fra saltløsninger:

De viktigste kalsiumforbindelsene oppnådd industrielt, deres kjemiske egenskaper og produksjonsmetoder. Kalsiumoksid CaO kalles brent kalk

. Det oppnås ved å brenne kalkstein CaC0 3 --> CaO + CO, ved en temperatur på 2000° C. Kalsiumoksid har egenskapene til et basisk oksid: a) reagerer med vann for å slippe ut stor mengde

varme:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (lesket kalk).

b) reagerer med syrer og danner salt og vann:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

c) reagerer med sure oksider for å danne et salt:

CaO + C0 2 = CaC0 3 Kalsiumhydroksid Ca(OH) 2 brukes i form av lesket kalk, lime melk

og kalkvann.

Limemelk er en slurry som dannes ved å blande overflødig lesket kalk med vann.

Kalkvann er en klar løsning som oppnås ved å filtrere kalkmelk. Brukes i laboratoriet for å påvise karbon (IV) monoksyd.

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2

Hvis den resulterende gjennomsiktige løsningen av kalsiumbikarbonat varmes opp, oppstår turbiditet igjen, ettersom et bunnfall av CaCO 3 utfelles:

Metaller er aktive reduksjonsmidler med en positiv oksidasjonstilstand. På grunn av deres kjemiske egenskaper er metaller mye brukt i industri, metallurgi, medisin og konstruksjon.

Metallaktivitet

I reaksjoner gir metallatomer fra seg valenselektroner og blir oksidert. Jo flere energinivåer og færre elektroner et metallatom har, jo lettere er det for det å gi fra seg elektroner og gjennomgå reaksjoner. Derfor øker metalliske egenskaper fra topp til bunn og fra høyre til venstre i det periodiske systemet.

Ris. 1. Endringer i metalliske egenskaper i det periodiske systemet.

Aktivitet enkle stoffer vist i den elektrokjemiske spenningsserien av metaller. Til venstre for hydrogen er aktive metaller (aktiviteten øker mot venstre), til høyre er inaktive metaller.

Alkalimetaller i gruppe I viser størst aktivitet periodisk system og står til venstre for hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien. De reagerer med mange stoffer allerede kl romtemperatur. De etterfølges av jordalkalimetaller, som inngår i gruppe II. De reagerer med de fleste stoffer når de varmes opp. Metaller i den elektrokjemiske serien fra aluminium til hydrogen (middels aktivitet) krever tilleggsbetingelserå gå inn i reaksjoner.

Ris. 2. Elektrokjemisk serie av spenninger av metaller.

Noen metaller viser amfotere egenskaper eller dualitet. Metaller, deres oksider og hydroksyder reagerer med syrer og baser. De fleste metaller reagerer bare med visse syrer, fortrenger hydrogen og danner et salt. De mest uttalte doble egenskapene vises av:

• aluminium;
• bly;
• sink;
• stryke;
• kopper;
• beryllium;
• krom.

Hvert metall er i stand til å fortrenge et annet metall som står til høyre for det i den elektrokjemiske serien fra salter. Metaller til venstre for hydrogen fortrenger det fra fortynnede syrer.

Egenskaper

Funksjoner ved interaksjonen av metaller med forskjellige stoffer er presentert i tabellen over kjemiske egenskaper til metaller.

Metaller interagerer med hverandre og danner intermetalliske forbindelser - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Søknad

General kjemiske egenskaper metaller brukes til å lage legeringer, vaskemidler, brukes i katalytiske reaksjoner. Metaller er tilstede i batterier, elektronikk og bærende strukturer.

De viktigste bruksområdene er oppført i tabellen.

Ris. 3. Vismut.

Hva har vi lært?

Fra kjemitimen i 9. klasse lærte vi om de grunnleggende kjemiske egenskapene til metaller. Evnen til å samhandle med enkle og komplekse stoffer bestemmer aktiviteten til metaller. Jo mer aktivt et metall er, jo lettere reagerer det under normale forhold. Aktive metaller reagerer med halogener, ikke-metaller, vann, syrer og salter. Amfotere metaller reagerer med alkalier. Lavaktive metaller reagerer ikke med vann, halogener og de fleste ikke-metaller. Vi gjennomgikk kort bruksområdene. Metaller brukes i medisin, industri, metallurgi og elektronikk.

Test om emnet

Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig vurdering: 4.4. Totalt mottatte vurderinger: 70.

Restorative egenskaper- disse er de viktigste kjemiske egenskapene som er karakteristiske for alle metaller. De manifesterer seg i samspill med en lang rekke oksidasjonsmidler, inkludert oksidasjonsmidler fra miljø. I generelt syn Samspillet mellom et metall og oksidasjonsmidler kan uttrykkes ved følgende diagram:

Me + Oksydasjonsmiddel" Meg(+X),

Hvor (+X) er den positive oksidasjonstilstanden til Me.

Eksempler på metalloksidasjon.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 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

1. Metaller reagerer med ikke-metaller.

2 meg + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Alkalimetaller, med unntak av litium, danner peroksider:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Metaller foran hydrogen reagerer med syrer (unntatt salpetersyre og svovelsyre) for å frigjøre hydrogen

Me + HCl → salt + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktive metaller reagerer med vann for å danne alkali og frigjøre hydrogen.

2Me+ 2n H20 → 2Me(OH)n+ n H 2

Produktet av metalloksidasjon er dets hydroksid - Me(OH) n (hvor n er oksidasjonstilstanden til metallet).

For eksempel:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Metaller med middels aktivitet reagerer med vann når de varmes opp for å danne metalloksid og hydrogen.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Oksydasjonsproduktet i slike reaksjoner er metalloksid Me 2 O n (hvor n er oksidasjonstilstanden til metallet).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2

5. Metaller etter hydrogen reagerer ikke med vann og syreløsninger (bortsett fra salpeter- og svovelkonsentrasjoner)

6. Mer aktive metaller fortrenger mindre aktive metaller fra løsninger av deres salter.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Aktive metaller - sink og jern - erstattet kobber i sulfatet og dannet salter. Sink og jern ble oksidert, og kobber ble redusert.

7. Halogener reagerer med vann og alkaliløsning.

Fluor, i motsetning til andre halogener, oksiderer vann:

2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .

i kulde: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O dannes klorid og hypokloritt

ved oppvarming: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O dannes lorid og klorat

8 Aktive halogener (unntatt fluor) fortrenger mindre aktive halogener fra løsninger av deres salter.

9. Halogener reagerer ikke med oksygen.

10. Amfotere metaller (Al, Be, Zn) reagerer med løsninger av alkalier og syrer.

3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O

11. Magnesium reagerer med karbondioksid og silisiumoksid.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Alkalimetaller (unntatt litium) danner peroksider med oksygen.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Klassifisering av uorganiske forbindelser

Enkle stoffer – stoffer hvis molekyler består av atomer av samme type (atomer av samme grunnstoff). I kjemiske reaksjoner kan de ikke brytes ned og danne andre stoffer.

Komplekse stoffer (eller kjemiske forbindelser) er stoffer hvis molekyler består av atomer av forskjellige typer (atomer av forskjellige kjemiske elementer). I kjemiske reaksjoner brytes de ned og danner flere andre stoffer.

Enkle stoffer deles inn i to store grupper: metaller og ikke-metaller.

Metaller – en gruppe grunnstoffer med karakteristiske metalliske egenskaper: faste stoffer (med unntak av kvikksølv) har en metallisk glans, er gode ledere av varme og elektrisitet, formbare (jern (Fe), kobber (Cu), aluminium (Al), kvikksølv ( Hg), gull (Au), sølv (Ag), etc.).

Ikke-metaller – gruppe av grunnstoffer: fast, flytende (brom) og gassformige stoffer, som ikke har en metallisk glans, er isolatorer, sprø.

EN komplekse stoffer igjen er delt inn i fire grupper, eller klasser: oksider, baser, syrer og salter.

Oksider - Dette er komplekse stoffer hvis molekyler inkluderer oksygenatomer og andre stoffer.

Årsaker - dette er komplekse stoffer hvor metallatomer er koblet til en eller flere hydroksylgrupper.

Fra synspunktet til teorien om elektrolytisk dissosiasjon er baser komplekse stoffer, hvis dissosiasjon i en vandig løsning produserer metallkationer (eller NH4+) og hydroksydanioner OH-.

Syrer - Dette er komplekse stoffer hvis molekyler inkluderer hydrogenatomer som kan erstattes eller byttes ut med metallatomer.

Salter - dette er komplekse stoffer hvis molekyler består av metallatomer og sure rester. Et salt er produktet av delvis eller fullstendig erstatning av hydrogenatomene i en syre med et metall.