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

1) بلاستيك– القدرة على تغيير الشكل بسهولة، وتمديده إلى سلك، ولفه إلى صفائح رقيقة.

2) لمعان معدنيوالعتامة. ويرجع ذلك إلى تفاعل الإلكترونات الحرة مع الضوء الساقط على المعدن.

3) التوصيل الكهربائي. يتم تفسيره من خلال الحركة الاتجاهية للإلكترونات الحرة من القطب السالب إلى القطب الموجب تحت تأثير فرق جهد صغير. عند تسخينه، تنخفض الموصلية الكهربائية، لأن مع ارتفاع درجة الحرارة، تشتد اهتزازات الذرات والأيونات في عقد الشبكة البلورية، مما يعقد الحركة الاتجاهية لـ "غاز الإلكترون".

4) توصيل حراري.يحدث ذلك بسبب الحركة العالية للإلكترونات الحرة، والتي بفضلها تتساوى درجة الحرارة بسرعة مع كتلة المعدن. تم العثور على أعلى الموصلية الحرارية في البزموت والزئبق.

5) صلابة.الأصعب هو الكروم (قطع الزجاج)؛ يتم قطع أنعم المعادن القلوية - البوتاسيوم والصوديوم والروبيديوم والسيزيوم - بسكين.

6) كثافة.كلما كانت الكتلة الذرية للمعدن أصغر، وكلما زاد نصف قطر الذرة، كلما كان أصغر. الأخف هو الليثيوم (ρ=0.53 جم/سم3)؛ أثقلها هو الأوزميوم (ρ = 22.6 جم / سم 3). تعتبر المعادن ذات الكثافة الأقل من 5 جم/سم3 من "المعادن الخفيفة".

7) نقاط الانصهار والغليان.المعدن الأكثر قابلية للانصهار هو الزئبق (mp = -39 درجة مئوية)، وأكثر المعادن صهرًا هو التنغستن (mp = 3390 درجة مئوية). المعادن ذات درجة حرارة الانصهار أعلى من 1000 درجة مئوية تعتبر حرارية، أدناه - ذوبان منخفض.

الخواص الكيميائية العامة للمعادن

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

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

1. تفاعلات المعادن مع اللافلزات

1) مع الأكسجين:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) بالكبريت:
زئبق + S → زئبق

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

4) مع النيتروجين:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) مع الفوسفور:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) مع الهيدروجين (تتفاعل فقط الفلزات القلوية والقلوية الأرضية):
2لي + ح 2 → 2ليه

كا + ح 2 → كاه 2

2. تفاعلات المعادن مع الأحماض

1) تعمل المعادن الموجودة في سلسلة الجهد الكهروكيميائي حتى H على اختزال الأحماض غير المؤكسدة إلى هيدروجين:

ملغم + 2حمض الهيدروكلوريك → مجكل 2 + ح 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H3 ص 4 → 2Na 3 ص 4 + 3H 2

2) مع الأحماض المؤكسدة:

عندما يتفاعل حمض النيتريك بأي تركيز وحمض الكبريتيك المركز مع المعادن لا يتم إطلاق الهيدروجين أبدًا!

Zn + 2H 2 SO 4 (K) → Zn SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 (K) → 4 Zn SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H2SO4(ك) + Cu → CuSO4 + SO2 + 2H2O

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

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

3. تفاعل المعادن مع الماء

1) تشكل المعادن الأرضية القلوية والقلوية النشطة قاعدة قابلة للذوبان (قلوية) وهيدروجين:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

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

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) غير نشط (Au، Ag، PT) - لا تتفاعل.

4. إزاحة المعادن الأقل نشاطا بمعادن أكثر نشاطا من محاليل أملاحها:

Cu + HgCl 2 ← Hg+ CuCl 2

الحديد + CuSO 4 → النحاس + FeSO 4

في الصناعة، غالبا ما لا يستخدمون المعادن النقية، ولكن مخاليط منها - سبائك، حيث تكتمل الخصائص المفيدة لمعدن ما بالخصائص المفيدة لمعدن آخر. وبالتالي، فإن النحاس ذو صلابة منخفضة وغير مناسب لتصنيع أجزاء الآلات، في حين أن سبائك النحاس والزنك ( نحاس) هي بالفعل صعبة للغاية وتستخدم على نطاق واسع في الهندسة الميكانيكية. يتمتع الألومنيوم بمرونة عالية وخفة كافية (كثافة منخفضة)، ولكنه ناعم جدًا. بناءً عليه، يتم تحضير سبيكة تحتوي على المغنيسيوم والنحاس والمنغنيز - دورالومين (دورالومين)، والتي، دون أن تفقد الخصائص المفيدة للألمنيوم، تكتسب صلابة عالية وتصبح مناسبة لبناء الطائرات. سبائك الحديد مع الكربون (وإضافات المعادن الأخرى) معروفة على نطاق واسع الحديد الزهرو فُولاَذ.

المعادن الحرة هي المرممون.ومع ذلك، فإن بعض المعادن لديها تفاعل منخفض بسبب حقيقة أنها مغلفة فيلم أكسيد السطحبدرجات متفاوتة مقاومة للكواشف الكيميائية مثل الماء ومحاليل الأحماض والقلويات.

على سبيل المثال، يتم تغطية الرصاص دائمًا بفيلم أكسيد، ويتطلب انتقاله إلى المحلول ليس فقط التعرض للكاشف (على سبيل المثال، حمض النيتريك المخفف)، ولكن أيضًا التسخين. تمنع طبقة الأكسيد الموجودة على الألومنيوم تفاعله مع الماء، ولكن يتم تدميرها بواسطة الأحماض والقلويات. فيلم أكسيد فضفاض (الصدأ) التي تتشكل على سطح الحديد في الهواء الرطب، لا تتعارض مع المزيد من أكسدة الحديد.

تحت تأثير مركزةتتشكل الأحماض على المعادن مستمرفيلم أكسيد. وتسمى هذه الظاهرة التخميل. لذلك، في المركزة حمض الكبريتيكيتم تخميل المعادن مثل Be، Bi، Co، Fe، Mg و Nb (ومن ثم لا تتفاعل مع الحمض)، وفي حمض النيتريك المركز - المعادن A1، Be، Bi، Co، Cr، Fe، Nb، Ni، Pb ، ث و يو.

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

ينتقل النشاط المختزل للمعادن في المحلول الحمضي عن طريق سلسلة من الضغوط. يتم نقل معظم المعادن إلى محلول باستخدام أحماض الهيدروكلوريك والكبريتيك المخفف، ولكن يتم نقل النحاس وAg وHg - فقط مع أحماض الكبريتيك (المركزة) والنيتريك، وPt وAu - مع "الفودكا الملكية".

تآكل المعادن

الخاصية الكيميائية غير المرغوب فيها للمعادن هي تآكلها، أي التدمير النشط (الأكسدة) عند ملامستها للماء وتحت تأثير الأكسجين المذاب فيه (تآكل الأكسجين).على سبيل المثال، من المعروف على نطاق واسع تآكل منتجات الحديد في الماء، ونتيجة لذلك يتشكل الصدأ والمنتجات تنهار إلى مسحوق.

يحدث تآكل المعادن أيضًا في الماء بسبب وجود الغازات الذائبة CO 2 وSO 2؛ يتم إنشاء بيئة حمضية، ويتم إزاحة كاتيونات H + بواسطة معادن نشطة على شكل هيدروجين H 2 ( تآكل الهيدروجين).

يمكن أن تكون منطقة التلامس بين معدنين مختلفين مسببة للتآكل بشكل خاص ( تآكل الاتصال).ويحدث اقتران كلفاني بين معدن مثل Fe ومعدن آخر مثل Sn أو Cu يوضع في الماء. ينتقل تدفق الإلكترونات من المعدن الأكثر نشاطًا، والذي يقع على اليسار في سلسلة الجهد (Re)، إلى المعدن الأقل نشاطًا (Sn، Cu)، ويتم تدمير المعدن الأكثر نشاطًا (يتآكل).

ولهذا السبب، يصدأ سطح العلب المعلب (الحديد المطلي بالقصدير) عند تخزينه في جو رطب والتعامل معه بلا مبالاة (ينهار الحديد بسرعة بعد ظهور خدش بسيط، مما يسمح للحديد بالتلامس مع الرطوبة). على العكس من ذلك، فإن السطح المجلفن للدلو الحديدي لا يصدأ لفترة طويلة، لأنه حتى لو كانت هناك خدوش، فإن الحديد لا يتآكل، بل الزنك (معدن أكثر نشاطًا من الحديد).

تزداد مقاومة التآكل لمعدن معين عندما يتم تغليفه بمعدن أكثر نشاطًا أو عند دمجه؛ وبالتالي، فإن طلاء الحديد بالكروم أو صنع سبيكة من الحديد والكروم يزيل تآكل الحديد. الحديد والصلب المطلي بالكروم المحتوي على الكروم ( الفولاذ المقاوم للصدأ)، لديها مقاومة عالية للتآكل.

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 أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة.

تشمل المعادن جميع عناصر s، وd، وf، بالإضافة إلى عناصر p الموجودة في الجزء السفلي من الجدول الدوري من القطر المرسوم من البورون إلى الأستاتين. وفي المواد البسيطة من هذه العناصر تتحقق رابطة معدنية. تحتوي ذرات المعدن على عدد قليل من الإلكترونات في غلاف الإلكترون الخارجي، بكمية 1 أو 2 أو 3. تظهر المعادن خواص موجبة كهربية ولها سالبية كهربية منخفضة، أقل من اثنين.

المعادن لها خصائص مميزة. وهي مواد صلبة أثقل من الماء ولها بريق معدني. المعادن لديها الموصلية الحرارية والكهربائية العالية. وتتميز بانبعاث الإلكترونات تحت تأثير التأثيرات الخارجية المختلفة: التشعيع بالضوء والتدفئة والتمزق (الانبعاث الإلكتروني الخارجي).

السمة الرئيسية للمعادن هي قدرتها على منح الإلكترونات لذرات وأيونات المواد الأخرى. تعمل المعادن على تقليل العوامل في الغالبية العظمى من الحالات. وهذه هي خواصها الكيميائية المميزة. دعونا ننظر في نسبة المعادن إلى العوامل المؤكسدة النموذجية، والتي تشمل مواد بسيطة - غير المعادن، والماء، والأحماض. يقدم الجدول 1 معلومات عن نسبة المعادن إلى العوامل المؤكسدة البسيطة.

الجدول 1

نسبة المعادن إلى العوامل المؤكسدة البسيطة

تتفاعل جميع المعادن مع الفلور. الاستثناءات هي الألومنيوم والحديد والنيكل والنحاس والزنك في غياب الرطوبة. عند تفاعل هذه العناصر مع الفلور في اللحظة الأولية، فإنها تشكل أفلام فلوريد تحمي المعادن من المزيد من التفاعل.

وتحت نفس الظروف والأسباب، يتم تخميل الحديد بتفاعله مع الكلور. فيما يتعلق بالأكسجين، ليس كل المعادن، ولكن عددا فقط، تشكل أفلام واقية كثيفة من الأكاسيد. عند الانتقال من الفلور إلى النيتروجين (الجدول 1)، يتناقص النشاط التأكسدي وبالتالي لا يتأكسد عدد متزايد من المعادن. على سبيل المثال، فقط الليثيوم والمعادن الأرضية القلوية تتفاعل مع النيتروجين.

نسبة المعادن إلى الماء والمحاليل المائية للعوامل المؤكسدة.

في المحاليل المائية، يتميز نشاط الاختزال للمعدن بقيمة إمكانات الأكسدة والاختزال القياسية. من سلسلة كاملة من إمكانات الأكسدة والاختزال القياسية، يتم تمييز سلسلة من الفولتية المعدنية، وهي مدرجة في الجدول 2.

الجدول 2

مجموعة من المعادن الجهد

مؤكسد	معادلة عملية القطب	إمكانات القطب القياسية φ 0، V	الحد من وكيل	النشاط الشرطي لعوامل الاختزال
لي+	لي + + ه - = لي	-3,045	لي	نشيط
آر بي+	Rb + + e - = Rb	-2,925	روبية	نشيط
ك+	ك + + ه - = ك	-2,925	ك	نشيط
خدمات العملاء +	Cs + + e - = Cs	-2,923	خدمات العملاء	نشيط
Ca2+	كاليفورنيا 2+ + 2هـ - = كاليفورنيا	-2,866	كاليفورنيا	نشيط
نا+	نا + + ه - = نا	-2,714	نا	نشيط
ملغ 2+	ملغ 2 + +2 ه - = ملغ	-2,363	ملغ	نشيط
آل 3+	آل 3+ + 3هـ - = آل	-1,662	آل	نشيط
تي 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	تي	تزوج. نشاط
من 2+	من 2+ + 2ه - = من	-1,180	من	تزوج. نشاط
الكروم 2+	الكروم 2+ + 2ه - = الكروم	-0,913	سجل تجاري	تزوج. نشاط
ماء	2H 2 O+ 2e - =H 2 +2OH -	-0,826	ح 2 , الرقم الهيدروجيني=14	تزوج. نشاط
الزنك 2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	الزنك	تزوج. نشاط
كر 3+	الكروم 3+ +3ه - = الكروم	-0,744	سجل تجاري	تزوج. نشاط
الحديد 2+	الحديد 2+ + ه - = الحديد	-0,440	الحديد	تزوج. نشاط
ماء	2H2O + ه - = H2 +2OH -	-0,413	ح 2 , الرقم الهيدروجيني=7	تزوج. نشاط
قرص مضغوط 2+	مؤتمر نزع السلاح 2+ + 2ه - = مؤتمر نزع السلاح	-0,403	قرص مضغوط	تزوج. نشاط
ثاني أكسيد الكربون +	كو 2+ +2 ه - = كو	-0,227	شركة	تزوج. نشاط
ني 2+	ني 2+ + 2هـ - = ني	-0,225	ني	تزوج. نشاط
سن 2+	القص 2+ + 2ه - = القص	-0,136	سن	تزوج. نشاط
الرصاص 2+	الرصاص 2+ + 2ه - = الرصاص	-0,126	الرصاص	تزوج. نشاط
الحديد 3+	الحديد 3+ +3e - = الحديد	-0,036	الحديد	تزوج. نشاط
ح+	2H + + 2e - =H 2		ح 2 , الرقم الهيدروجيني=0	تزوج. نشاط
بي 3+	ثنائية 3+ + 3هـ - = ثنائية	0,215	ثنائية	نشاط منخفض
النحاس 2+	النحاس 2+ + 2هـ - = النحاس	0,337	النحاس	نشاط منخفض
النحاس +	النحاس + + ه - = النحاس	0,521	النحاس	نشاط منخفض
زئبق 2 2+	زئبق 2 2+ + 2هـ - = زئبق	0,788	زئبق 2	نشاط منخفض
حج+	حج + + ه - = حج	0,799	اي جي	نشاط منخفض
زئبق 2+	زئبق 2+ +2e - = زئبق	0,854	زئبق	نشاط منخفض
النقطة 2+	حزب العمال 2+ + 2ه - = حزب العمال	1,2	نقطة	نشاط منخفض
Au 3+	الاتحاد الأفريقي 3+ + 3e - = الاتحاد الأفريقي	1,498	الاتحاد الأفريقي	نشاط منخفض
الاتحاد الأفريقي +	Au + + e - = Au	1,691	الاتحاد الأفريقي	نشاط منخفض

تُظهر هذه السلسلة من الفولتية أيضًا قيم إمكانات القطب الكهربائي لقطب الهيدروجين في البيئات الحمضية (الرقم الهيدروجيني = 0) والمحايدة (الرقم الهيدروجيني = 7) والقلوية (الرقم الهيدروجيني = 14). يميز موضع معدن معين في سلسلة الإجهاد قدرته على الخضوع لتفاعلات الأكسدة والاختزال في المحاليل المائية في ظل الظروف القياسية. أيونات المعادن هي عوامل مؤكسدة، والمعادن هي عوامل اختزال. كلما زاد موقع المعدن في سلسلة الجهد، زادت قوة أيوناته كعامل مؤكسد في محلول مائي. كلما اقترب المعدن من بداية السلسلة، كلما كان عامل الاختزال أقوى.

المعادن قادرة على إزاحة بعضها البعض من المحاليل الملحية. يتم تحديد اتجاه التفاعل من خلال موقعهم النسبي في سلسلة الضغوط. وينبغي أن يؤخذ في الاعتبار أن المعادن النشطة تحل محل الهيدروجين ليس فقط من الماء، ولكن أيضا من أي محلول مائي. ولذلك فإن الإزاحة المتبادلة للمعادن من محاليل أملاحها تحدث فقط في حالة المعادن الموجودة في سلسلة الإجهاد بعد المغنيسيوم.

وتنقسم جميع المعادن إلى ثلاث مجموعات شرطية، كما هو مبين في الجدول التالي.

الجدول 3

التقسيم التقليدي للمعادن

التفاعل مع الماء.العامل المؤكسد في الماء هو أيون الهيدروجين. لذلك، فقط تلك المعادن التي تكون إمكانات قطبها القياسي أقل من إمكانات أيونات الهيدروجين في الماء هي التي يمكن أن تتأكسد بالماء. ذلك يعتمد على الرقم الهيدروجيني للبيئة ويساوي

φ = -0.059rН.

في بيئة محايدة (الرقم الهيدروجيني = 7) φ = -0.41 V. يتم عرض طبيعة تفاعل المعادن مع الماء في الجدول 4.

المعادن من بداية السلسلة، التي لديها إمكانات أكثر سلبية بكثير من -0.41 فولت، تحل محل الهيدروجين من الماء. لكن المغنيسيوم يزيح الهيدروجين من الماء الساخن فقط. عادة، المعادن الموجودة بين المغنيسيوم والرصاص لا تحل محل الهيدروجين من الماء. وتتشكل على سطح هذه المعادن أفلام أكسيد لها تأثير وقائي.

الجدول 4

تفاعل المعادن مع الماء في بيئة محايدة

تفاعل المعادن مع حمض الهيدروكلوريك.

العامل المؤكسد في حمض الهيدروكلوريك هو أيون الهيدروجين. جهد القطب القياسي لأيون الهيدروجين هو صفر. لذلك، يجب أن تتفاعل جميع المعادن النشطة والمتوسطة مع الحمض. يحدث التخميل فقط للرصاص.

الجدول 5

تفاعل المعادن مع حمض الهيدروكلوريك

يمكن إذابة النحاس في حمض الهيدروكلوريك شديد التركيز، على الرغم من أنه معدن منخفض النشاط.

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

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

الجدول 6

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك المخفف

يتأكسد حمض الكبريتيك المخفف مع أيون الهيدروجين الخاص به. يتفاعل مع تلك المعادن التي تكون إمكانات إلكترودها أقل من تلك الخاصة بالهيدروجين. لا يذوب الرصاص في حامض الكبريتيك بتركيز أقل من 80%، لأن ملح PbSO 4 المتكون أثناء تفاعل الرصاص مع حامض 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-. ولذلك، فإن الحمض المركز يؤكسد جميع المعادن التي يكون جهد إلكترودها القياسي أقل من جهد العامل المؤكسد. أعلى قيمة لجهد القطب في عمليات القطب التي تتضمن أيون الكبريتات كعامل مؤكسد هي 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 أفلام أكسيد كثيفة. يتأكسد القصدير إلى الحالة رباعية التكافؤ لتكوين كبريتات القصدير (IV):

Sn + 4 H 2 SO 4 (conc.) = Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

الجدول 7

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك المركز

يتأكسد الرصاص إلى الحالة ثنائية التكافؤ لتكوين كبريتات هيدروجين الرصاص القابلة للذوبان. يذوب الزئبق في حامض الكبريتيك المركز الساخن ليشكل كبريتات الزئبق (I) والزئبق (II). حتى الفضة تذوب في غليان حامض الكبريتيك المركز.

يجب أن يؤخذ في الاعتبار أنه كلما زاد نشاط المعدن، كلما زادت درجة انخفاض حمض الكبريتيك. مع المعادن النشطة، يتم اختزال الحمض بشكل رئيسي إلى كبريتيد الهيدروجين، على الرغم من وجود منتجات أخرى أيضًا. على سبيل المثال

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O؛

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

4Zn +5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 = 4ZnSO 4 +H 2 S +4H 2 O.

تفاعل المعادن مع حامض النيتريك المخفف.

في حمض النيتريك، يعمل النيتروجين كعامل مؤكسد في حالة الأكسدة +5. القيمة القصوى لجهد القطب لأيون النترات للحمض المخفف كعامل مؤكسد هي 0.96 فولت. وبسبب هذه القيمة الكبيرة، يعد حمض النيتريك عامل مؤكسد أقوى من حمض الكبريتيك. ويمكن ملاحظة ذلك من حقيقة أن حمض النيتريك يؤكسد الفضة. كلما كان المعدن أكثر نشاطًا وكان الحمض مخففًا، كلما انخفض الحمض بشكل أعمق.

الجدول 8

تفاعل المعادن مع حمض النيتريك المخفف

تفاعل المعادن مع حامض النيتريك المركز.

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

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

الجدول 9

تفاعل حمض النيتريك المركز مع المعادن

تفاعل المعادن مع المحاليل القلوية.

لا يمكن أكسدة المعادن بالقلويات. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الفلزات القلوية هي عوامل اختزال قوية. ولذلك، فإن أيوناتها هي أضعف العوامل المؤكسدة ولا تظهر خصائص مؤكسدة في المحاليل المائية. ومع ذلك، في وجود القلويات، يتجلى التأثير المؤكسد للمياه إلى حد أكبر مما كان عليه في غيابها. ونتيجة لذلك، في المحاليل القلوية، تتأكسد المعادن بالماء لتكوين هيدروكسيدات وهيدروجين. إذا كان الأكسيد والهيدروكسيد مركبات مذبذبة، فإنها سوف تذوب في محلول قلوي. ونتيجة لذلك، تتفاعل المعادن السلبية في الماء النقي بقوة مع المحاليل القلوية.

الجدول 10

تفاعل المعادن مع المحاليل القلوية

وتتمثل عملية الذوبان في مرحلتين: أكسدة المعدن بالماء وإذابة الهيدروكسيد:

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

الهدف من العمل:التعرف عمليا على الخصائص الكيميائية المميزة للمعادن ذات الأنشطة المختلفة ومركباتها؛ دراسة خصائص المعادن ذات الخواص الأمفوتيرية. تتم معادلة تفاعلات الأكسدة والاختزال باستخدام طريقة توازن الإلكترون والأيون.

الجزء النظري

الخصائص الفيزيائية للمعادن. في الظروف العادية، جميع المعادن، باستثناء الزئبق، هي مواد صلبة تختلف بشكل حاد في درجة الصلابة. المعادن، كونها موصلات من النوع الأول، لديها الموصلية الكهربائية والحرارية العالية. ترتبط هذه الخصائص ببنية الشبكة البلورية، التي توجد في عقدها أيونات معدنية، والتي تتحرك بينها الإلكترونات الحرة. يحدث نقل الكهرباء والحرارة بسبب حركة هذه الإلكترونات.

الخواص الكيميائية للمعادن . جميع المعادن هي عوامل اختزال، أي. أثناء التفاعلات الكيميائية تفقد الإلكترونات وتصبح أيونات موجبة الشحنة. ونتيجة لذلك، تتفاعل معظم المعادن مع عوامل مؤكسدة نموذجية، مثل الأكسجين، وتشكل أكاسيد، والتي تغطي في معظم الحالات سطح المعادن بطبقة كثيفة.

ملغ° +O 2 °=2 ملغ +2 س- 2

ملغم-2= ملغم +2

عن 2 +4 =2O -2

يعتمد نشاط الاختزال للمعادن في المحاليل على موضع المعدن في سلسلة الجهد أو على قيمة جهد القطب للمعدن (الجدول).كلما انخفض جهد القطب لمعدن معين، كلما كان عامل الاختزال أكثر نشاطًا يكون. يمكن تقسيم جميع المعادن إلى 3 مجموعات :

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

معادن متوسطة النشاط من ملغ إلى H؛

معادن منخفضة النشاط - من H إلى نهاية سلسلة الجهد (إلى Au).

تتفاعل معادن المجموعة 1 مع الماء (وهذا يشمل بشكل رئيسي الفلزات القلوية والقلوية الأرضية)؛ منتجات التفاعل هي هيدروكسيدات المعادن المقابلة والهيدروجين، على سبيل المثال:

2K°+2Н 2 O=2KOH+H 2 عن

ك°-= ك + | 2

2 ح + +2 =ح 2 0 | 1

تفاعل المعادن مع الأحماض

تتفاعل جميع الأحماض الخالية من الأكسجين (حمض الهيدروكلوريك HCl، الهيدروبروميك HBr، وما إلى ذلك)، وكذلك بعض الأحماض المحتوية على الأكسجين (حمض الكبريتيك المخفف H 2 SO 4، وحمض الفوسفوريك H 3 PO 4، وحمض الأسيتيك CH 3 COOH، وما إلى ذلك). مع وجود المعادن 1 و 2 في سلسلة الجهد حتى الهيدروجين. في هذه الحالة، يتم تشكيل الملح المقابل ويتم إطلاق الهيدروجين:

الزنك+ ح 2 لذا 4 = زنسو 4 + ح 2

الزنك 0 -2 = الزنك 2+ | 1

2 ح + +2 =ح 2 ° | 1

يقوم حمض الكبريتيك المركز بأكسدة معادن المجموعات 1 و2 وجزئيًا 3 (حتى Ag شاملاً) بينما يتم اختزاله إلى ثاني أكسيد الكبريت (SO 2) - غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة، كبريت حر يترسب على شكل راسب أبيض أو كبريتيد الهيدروجين H 2 S - غاز ذو رائحة فاسدة للبيض كلما زاد نشاط المعدن كلما قل الكبريت، على سبيل المثال:

| 1

| 8

يؤدي حمض النيتريك بأي تركيز إلى أكسدة جميع المعادن تقريبًا، مما يؤدي إلى تكوين نترات المعدن المقابل والماء ومنتج الاختزال N +5 (NO 2 - غاز بني ذو رائحة نفاذة، NO - غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة، N 2O - غاز ذو رائحة مخدرة، N 2 غاز عديم الرائحة، NH 4 NO 3 محلول عديم اللون). كلما كان المعدن أكثر نشاطًا وخفف الحمض، كلما انخفض النيتروجين في حمض النيتريك.

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

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

الرصاص 0 -2 = الرصاص 2+ | 1

2 ح + +2 =ح 2 ° | 1

أو عند التفاعل مع محلول قلوي قوي:

كن + 2NaOH + 2H 2 عن = نا 2 +ح 2

كن°-2=كن +2 | 1

تشكل المعادن المذبذبة أكاسيد مذبذبة، وبالتالي هيدروكسيدات مذبذبة (تتفاعل مع الأحماض والقلويات لتكوين الأملاح والماء)، على سبيل المثال:

أو في الشكل الأيوني:

أو في الشكل الأيوني:

الجزء العملي

الخبرة رقم 1.تفاعل المعادن مع الماء .

خذ قطعة صغيرة من المعدن القلوي أو القلوي الترابي (الصوديوم والبوتاسيوم والليثيوم والكالسيوم) المخزنة في وعاء الكيروسين، وجففها جيدًا بورق الترشيح، ثم أضفها إلى 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 الكحول.

الخبرة رقم 2.تفاعل المعادن مع الأحماض المخففة .

صب 20 - 25 قطرة من محلول 2N من أحماض الهيدروكلوريك والكبريتيك والنيتريك في ثلاثة أنابيب اختبار. قم بإسقاط معادن على شكل أسلاك أو قطع أو نشارة في كل أنبوب اختبار. مراقبة الظواهر التي تحدث. قم بتسخين أنابيب الاختبار التي لا يحدث فيها شيء في مصباح الكحول حتى يبدأ التفاعل. استنشق بعناية أنبوب الاختبار الذي يحتوي على حمض النيتريك لتحديد الغاز المنطلق.

الخبرة رقم 3.تفاعل المعادن مع الأحماض المركزة .

صب 20 - 25 قطرة من أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة (بعناية!) في أنبوبي اختبار، وأنزل المعدن فيهما، ولاحظ ما يحدث. إذا لزم الأمر، يمكن تسخين أنابيب الاختبار في مصباح الكحول قبل بدء التفاعل. لتحديد الغازات المنبعثة، قم باستنشاق الأنابيب بعناية.

التجربة رقم 4.تفاعل المعادن مع القلويات .

صب 20 - 30 قطرة من المحلول القلوي المركز (KOH أو NaOH) في أنبوب اختبار وأضف المعدن. قم بتدفئة أنبوب الاختبار قليلًا. راقب ما يحدث.

خبرة№5. إيصال والخصائص هيدروكسيدات المعادن.

صب 15-20 قطرة من ملح المعدن المقابل في أنبوب اختبار، وأضف القلويات حتى تتشكل مادة راسب. قسم الرواسب إلى قسمين. صب محلول حمض الهيدروكلوريك في أحد الأجزاء ومحلولًا قلويًا في الجزء الآخر. سجل الملاحظات واكتب المعادلات في الصور الجزيئية والأيونية الكاملة والأيونية القصيرة واستخلص استنتاجات حول طبيعة الهيدروكسيد الناتج.

تصميم العمل والاستنتاجات

كتابة معادلات توازن الإلكترون والأيون لتفاعلات الأكسدة والاختزال، وكتابة تفاعلات التبادل الأيوني في الأشكال الجزيئية والجزيئية الأيونية.

اكتب في استنتاجاتك إلى أي مجموعة نشاط (1 أو 2 أو 3) ينتمي المعدن الذي درسته وما هي الخصائص - الأساسية أو المذبذبة - التي يظهرها الهيدروكسيد. تبرير استنتاجاتك.

العمل المخبري رقم 11

معادلات تفاعل نسبة المعادن:

• أ) للمواد البسيطة: الأكسجين، الهيدروجين، الهالوجينات، الكبريت، النيتروجين، الكربون؛
• ب) للمواد المعقدة: الماء والأحماض والقلويات والأملاح.

1. تشمل المعادن عناصر المجموعة الأولى والثانية، وجميع عناصر المجموعة الثالثة، وعناصر المجموعة الثالثة (باستثناء البورون)، وكذلك القصدير والرصاص (المجموعة الرابعة)، والبزموت (المجموعة الخامسة) والبولونيوم (المجموعة السادسة). تحتوي معظم المعادن على 1-3 إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي. بالنسبة لذرات العناصر d، خلال فترات، تمتلئ المستويات الفرعية d للطبقة الخارجية السابقة من اليسار إلى اليمين.
2. يتم تحديد الخواص الكيميائية للمعادن من خلال البنية المميزة لأغلفتها الإلكترونية الخارجية.

خلال فترة زمنية، مع زيادة الشحنة النووية، يتناقص نصف قطر الذرات التي لها نفس العدد من الأغلفة الإلكترونية. ذرات الفلزات القلوية لها أكبر أنصاف أقطار. كلما كان نصف قطر الذرة أصغر، كلما زادت طاقة التأين، وكلما زاد نصف قطر الذرة، قلت طاقة التأين. وبما أن ذرات المعدن لها أكبر نصف قطر ذري، فإنها تتميز بشكل أساسي بقيم منخفضة من طاقة التأين والألفة الإلكترونية. تظهر المعادن الحرة خصائص مختزلة حصريًا.

3) تشكل المعادن أكاسيد، على سبيل المثال:

تتفاعل الفلزات القلوية والقلوية الترابية فقط مع الهيدروجين لتشكل الهيدريدات:

تتفاعل المعادن مع الهالوجينات لتشكل الهاليدات، مع الكبريت - كبريتيدات، مع النيتروجين - نيتريدات، مع كربيدات الكربون.

مع زيادة القيمة الجبرية لجهد القطب القياسي للمعدن E 0 في سلسلة الجهد، تقل قدرة المعدن على التفاعل مع الماء. وبالتالي، يتفاعل الحديد مع الماء فقط عند درجات حرارة عالية جدًا:

المعادن ذات الجهد الكهربائي القياسي الموجب، أي تلك التي تأتي بعد الهيدروجين في سلسلة الجهد، لا تتفاعل مع الماء.

تفاعلات المعادن مع الأحماض مميزة. المعادن ذات قيمة E0 السالبة تحل محل الهيدروجين من محاليل حمض الهيدروكلوريك، H2S04، H3P04، الخ.

يحل المعدن ذو القيمة E0 الأقل محل المعدن ذو القيمة E0 الأكبر من المحاليل الملحية:

أهم مركبات الكالسيوم التي يتم الحصول عليها صناعيا وخصائصها الكيميائية وطرق إنتاجها.

يسمى أكسيد الكالسيوم CaO بالجير الحي. يتم الحصول عليه عن طريق حرق الحجر الجيري CaC0 3 --> CaO + CO، عند درجة حرارة 2000 درجة مئوية. يتمتع أكسيد الكالسيوم بخصائص الأكسيد الأساسي:

أ) يتفاعل مع الماء ويطلق كمية كبيرة من الحرارة:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (جير مطفأ).

ب) يتفاعل مع الأحماض لتكوين الملح والماء:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

CaO + 2H + = Ca2+ + H2O

ج) يتفاعل مع أكاسيد الأحماض لتكوين الملح:

CaO + C02 = CaC03

يستخدم هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH)2 في شكل الجير المطفأ وحليب الليمون وماء الليمون.

حليب الليمون هو ملاط ​​يتكون عن طريق خلط الجير المطفأ الزائد مع الماء.

ماء الليمون هو محلول واضح يتم الحصول عليه عن طريق تصفية حليب الليمون. يستخدم في المختبر للكشف عن أول أكسيد الكربون (IV).

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

مع المرور المطول لأول أكسيد الكربون (IV)، يصبح المحلول شفافًا، حيث يتكون ملح حمضي قابل للذوبان في الماء:

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

إذا تم تسخين المحلول الشفاف الناتج من بيكربونات الكالسيوم، يحدث التعكر مرة أخرى، حيث يترسب راسب CaC03.

الخواص الكيميائية للمعادن

تنقسم المعادن حسب خواصها الكيميائية إلى:

1 )نشيط (المعادن القلوية والقلوية الأرضية، Mg، Al، Zn، إلخ.)

2) المعادنمتوسط ​​النشاط (الحديد، الكروم، المنغنيز، الخ)؛

3 )منخفض النشاط (النحاس، حج)

4) المعادن النبيلة - الاتحاد الأفريقي، حزب العمال، المشتريات، الخ.

في التفاعلات لا يوجد سوى عوامل مختزلة. تتخلى ذرات المعدن بسهولة عن الإلكترونات من طبقة الإلكترون الخارجية (وبعضها من الطبقة الخارجية)، وتتحول إلى أيونات موجبة. حالات الأكسدة المحتملة للي الأقل 0،+1،+2،+3 الأعلى +4،+5،+6،+7،+8

1. التفاعل مع المواد غير المعدنية

1. مع الهيدروجين

تتفاعل معادن المجموعتين IA وIIA عند تسخينها، باستثناء البريليوم. وتتكون مواد صلبة غير مستقرة الهيدريدات ولا تتفاعل المعادن الأخرى.

2K + H₂ = 2KH (هيدريد البوتاسيوم)

Ca + H₂ = CaH₂

2. مع الأكسجين

تتفاعل جميع المعادن باستثناء الذهب والبلاتين. يحدث التفاعل مع الفضة عند درجات حرارة عالية، لكن أكسيد الفضة (II) لا يتشكل عمليا، لأنه غير مستقر حراريا. تشكل الفلزات القلوية في الظروف العادية أكاسيد وبيروكسيدات وأكسيد فائق (ليثيوم - أكسيد، صوديوم - بيروكسيد، بوتاسيوم، سيزيوم، روبيديوم - فوق أكسيد)

4Li + O2 = 2Li2O (أكسيد)

2Na + O2 = Na2O2 (بيروكسيد)

K+O2=KO2 (أكسيد فائق)

تشكل المعادن المتبقية من المجموعات الفرعية الرئيسية في الظروف العادية أكاسيد ذات حالة أكسدة تساوي رقم المجموعة 2Ca+O2=2CaO

2Ca+O2=2CaO

معادن المجموعات الفرعية الثانوية تشكل أكاسيد في الظروف العادية وعند تسخينها، أكاسيد بدرجات متفاوتة من الأكسدة، والحديد - مقياس الحديد Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4

4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (أحمر) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (أسود)؛

2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

3. مع الهالوجين

الهاليدات (الفلوريدات، الكلوريدات، البروميدات، اليوديدات). تشتعل المواد القلوية في الظروف العادية باستخدام F، Cl، Br:

2Na + Cl2 = 2NaCl (كلوريد)

تتفاعل الأتربة القلوية والألومنيوم في الظروف العادية:

معأ+Cl2=معaCl2

2Al+3Cl2 = 2AlCl3

معادن المجموعات الفرعية الثانوية عند درجات حرارة مرتفعة

Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂

2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 كلوريد الحديديك (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(لا يوجد يوديد النحاس (+2)!)

4. التفاعل مع الكبريت

عند تسخينها، حتى مع الفلزات القلوية، مع الزئبق في الظروف العادية. تتفاعل جميع المعادن باستثناء الذهب والبلاتين

معرمادي – كبريتيدات: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (كبريتيد)

معأ+س=معمثل(كبريتيد) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (أسود)

Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

5. التفاعل مع الفوسفور والنيتروجين

يحدث عند تسخينه (استثناء: الليثيوم مع النيتروجين في الظروف العادية):

مع الفوسفور – الفوسفيدات: 3كاليفورنيا + 2 ص=Ca3ص2,

مع النيتروجين - نيتريدات 6Li + N2 = 3Li2N (نيتريد الليثيوم) (ns.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (نيتريد المغنيسيوم) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³

6. التفاعل مع الكربون والسيليكون

يحدث عند تسخينه:

تتكون الكربيدات من الكربون، ولا تتفاعل مع الكربون إلا المعادن الأكثر نشاطًا. من الفلزات القلوية تتكون الكربيدات من الليثيوم والصوديوم، ولا يتفاعل البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم مع الكربون:

2Li + 2C = Li2C2، Ca + 2C = CaC2

المعادن - تشكل العناصر d مركبات ذات تركيبة غير متكافئة مع الكربون، مثل المحاليل الصلبة: WC، ZnC، TiC - تستخدم لإنتاج الفولاذ فائق الصلابة.

مع السيليكون – مبيدات السيليكات: 4Cs + Si = Cs4Si،

7. تفاعل المعادن مع الماء:

تتفاعل المعادن التي تأتي قبل الهيدروجين في سلسلة الجهد الكهروكيميائي مع الماء، وتتفاعل الفلزات القلوية والقلوية الأرضية مع الماء دون تسخين لتشكل هيدروكسيدات قابلة للذوبان (قلويات) وهيدروجين، وألمنيوم (بعد تدمير طبقة الأكسيد - الملغمة)، ومغنيسيوم عند تسخينها، تشكيل قواعد غير قابلة للذوبان والهيدروجين.

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
معأ + 2HOH = Ca(OH)2 + H2

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

تتفاعل معادن أخرى مع الماء فقط في الحالة الساخنة مكونة أكاسيد (حديد - مقياس الحديد)

Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

8 مع الأكسجين والماء

في الهواء، يتأكسد الحديد والكروم بسهولة في وجود الرطوبة (الصدأ).

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3

9. تفاعل المعادن مع الأكاسيد

المعادن (Al، Mg، Ca)، تقلل المعادن غير المعدنية أو المعادن الأقل نشاطًا من أكاسيدها عند درجات حرارة عالية ← فلزات غير معدنية أو منخفضة النشاط وأكسيد (حرارة الكالسيوم، حرارة المغنيسيوم، ألومينوثرميا)

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 درجة مئوية) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (الثرميت) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CO2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO

10. مع الأكاسيد

يتفاعل معدن الحديد والكروم مع الأكاسيد، مما يقلل من حالة الأكسدة

Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O

11. تفاعل المعادن مع القلويات

فقط تلك المعادن التي تحتوي أكاسيدها وهيدروكسيداتها على خصائص مذبذبة تتفاعل مع القلويات (Zn، Al، Cr(III)، Fe(III)، إلخ. MELT → ملح معدني + هيدروجين.

2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (زنكات الصوديوم)

2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
الحل → ملح معدني معقد + هيدروجين.

2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (رباعي هيدروكسيزينكات الصوديوم) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2

12. التفاعل مع الأحماض (ما عدا HNO3 وH2SO4 (conc.)

المعادن الموجودة على يسار الهيدروجين في سلسلة الجهد الكهروكيميائي للمعادن تحل محله من الأحماض المخففة ← الملح والهيدروجين

يتذكر! لا يطلق حمض النيتريك الهيدروجين أبدًا عند التفاعل مع المعادن.

Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl₃ + H2

13. التفاعلات مع الملح

تحل المعادن النشطة محل المعادن الأقل نشاطًا من الأملاح. التعافي من الحلول:

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

FeSO4 + النحاس =تفاعلاتلا

ملغ + CuCl2 (ص) = MgCl2 +معش

استعادة المعادن من الأملاح المنصهرة

3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al

TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti

تتفاعل معادن المجموعة ب مع الأملاح، مما يؤدي إلى خفض حالة الأكسدة

2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2