På grunn av tilstedeværelsen av frie elektroner ("elektrongass") i krystallgitteret, viser alle metaller følgende karakteristiske generelle egenskaper:
1) Plast– Evnen til enkelt å endre form, strekke seg til tråd og rulle til tynne ark.
2) Metallisk glans og opasitet. Dette skyldes samspillet mellom frie elektroner og lys som faller inn på metallet.
3) Elektrisk Strømføringsevne. Det forklares av retningsbevegelsen av frie elektroner fra den negative polen til den positive under påvirkning av en liten potensialforskjell. Ved oppvarming avtar elektrisk ledningsevne, fordi Når temperaturen øker, forsterkes vibrasjoner av atomer og ioner i nodene til krystallgitteret, noe som kompliserer retningsbevegelsen til "elektrongassen".
4) Termisk ledningsevne. Det er forårsaket av den høye mobiliteten til frie elektroner, på grunn av hvilken temperaturen raskt utjevnes over massen til metallet. Den høyeste varmeledningsevnen finnes i vismut og kvikksølv.
5) Hardhet. Det hardeste er krom (skjærer glass); de mykeste alkalimetallene - kalium, natrium, rubidium og cesium - kuttes med en kniv.
6) Tetthet. Jo mindre metallets atommasse og jo større radius til atomet, jo mindre er det. Den letteste er litium (ρ=0,53 g/cm3); den tyngste er osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metaller med en tetthet på mindre enn 5 g/cm3 regnes som "lettmetaller".
7) Smelte- og kokepunkt. Det mest smeltbare metallet er kvikksølv (smp. = -39°C), det mest ildfaste metallet er wolfram (smp. = 3390°C). Metaller med smeltetemperatur over 1000°C regnes som ildfaste, under – lavtsmeltende.
Generelle kjemiske egenskaper til metaller
Sterke reduksjonsmidler: Me 0 – nē → Me n +
En rekke spenninger karakteriserer den komparative aktiviteten til metaller i redoksreaksjoner i vandige løsninger.
1. Reaksjoner av metaller med ikke-metaller
1) Med oksygen:
2Mg + O2 → 2MgO
2) Med svovel:
Hg + S → HgS
3) Med halogener:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Med nitrogen:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Med fosfor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2
6) Med hydrogen (bare alkali- og jordalkalimetaller reagerer):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
2. Reaksjoner av metaller med syrer
1) Metaller i den elektrokjemiske spenningsserien opp til H reduserer ikke-oksiderende syrer til hydrogen:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Med oksiderende syrer:
Når salpetersyre av en hvilken som helst konsentrasjon og konsentrert svovelsyre interagerer med metaller Hydrogen frigjøres aldri!
Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3. Interaksjon av metaller med vann
1) Aktiv (alkali- og jordalkalimetaller) danner en løselig base (alkali) og hydrogen:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Metaller med middels aktivitet oksideres av vann når de varmes opp til et oksid:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) - ikke reager.
4. Forskyvning av mindre aktive metaller med mer aktive metaller fra løsninger av deres salter:
Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
I industrien bruker de ofte ikke rene metaller, men blandinger av dem - legeringer, der de fordelaktige egenskapene til ett metall er supplert med de fordelaktige egenskapene til et annet. Dermed har kobber lav hardhet og er uegnet for fremstilling av maskindeler, mens legeringer av kobber og sink ( messing) er allerede ganske harde og er mye brukt i maskinteknikk. Aluminium har høy duktilitet og tilstrekkelig letthet (lav tetthet), men er for mykt. Basert på den tilberedes en legering med magnesium, kobber og mangan - duralumin (duralumin), som, uten å miste de fordelaktige egenskapene til aluminium, får høy hardhet og blir egnet i flykonstruksjon. Legeringer av jern med karbon (og tilsetningsstoffer av andre metaller) er viden kjent støpejern Og stål.
Frie metaller er restauratører. Noen metaller har imidlertid lav reaktivitet på grunn av at de er belagt overflateoksidfilm, i varierende grad, motstandsdyktig mot kjemiske reagenser som vann, løsninger av syrer og alkalier.
For eksempel er bly alltid dekket med en oksidfilm, dets overgang til løsning krever ikke bare eksponering for et reagens (for eksempel fortynnet salpetersyre), men også oppvarming. Oksydfilmen på aluminium forhindrer reaksjonen med vann, men ødelegges av syrer og alkalier. Løs oksidfilm (rust), dannet på overflaten av jern i fuktig luft, forstyrrer ikke videre oksidasjon av jern.
Under påvirkning konsentrert det dannes syrer på metaller bærekraftig oksidfilm. Dette fenomenet kalles passivering. Så i konsentrert svovelsyre metaller som Be, Bi, Co, Fe, Mg og Nb passiveres (og reagerer da ikke med syre), og i konsentrert salpetersyre - metallene A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th og U.
Når de interagerer med oksidasjonsmidler i sure løsninger, omdannes de fleste metaller til kationer, hvis ladning bestemmes av den stabile oksidasjonstilstanden til et gitt grunnstoff i forbindelser (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ og Fe 3 +)
Den reduserende aktiviteten til metaller i en sur løsning overføres av en rekke påkjenninger. De fleste metaller overføres til løsning med saltsyre og fortynnede svovelsyrer, men Cu, Ag og Hg - bare med svovelsyre (konsentrert) og salpetersyre, og Pt og Au - med "regia vodka".
Metallkorrosjon
En uønsket kjemisk egenskap ved metaller er deres korrosjon, dvs. aktiv ødeleggelse (oksidasjon) ved kontakt med vann og under påvirkning av oksygen oppløst i det (oksygenkorrosjon). For eksempel er korrosjon av jernprodukter i vann viden kjent, som et resultat av at det dannes rust og produktene smuldrer opp til pulver.
Korrosjon av metaller forekommer også i vann på grunn av tilstedeværelsen av oppløste gasser CO 2 og SO 2; det skapes et surt miljø, og H + kationer fortrenges av aktive metaller i form av hydrogen H 2 ( hydrogenkorrosjon).
Kontaktområdet mellom to forskjellige metaller kan være spesielt etsende ( kontaktkorrosjon). Et galvanisk par oppstår mellom ett metall, for eksempel Fe, og et annet metall, for eksempel Sn eller Cu, plassert i vann. Strømmen av elektroner går fra det mer aktive metallet, som er til venstre i spenningsserien (Re), til det mindre aktive metallet (Sn, Cu), og det mer aktive metallet blir ødelagt (korrodert).
Det er på grunn av dette at den hermetiske overflaten på bokser (jern belagt med tinn) ruster når de lagres i en fuktig atmosfære og håndteres uforsiktig (jernet kollapser raskt etter at selv en liten ripe dukker opp, slik at jernet kommer i kontakt med fuktighet). Tvert imot ruster ikke den galvaniserte overflaten til en jernbøtte over lang tid, siden selv om det er riper, er det ikke jernet som korroderer, men sinken (et mer aktivt metall enn jern).
Korrosjonsmotstanden for et gitt metall øker når det er belagt med et mer aktivt metall eller når de er smeltet sammen; Å belegge jern med krom eller lage en legering av jern og krom eliminerer således korrosjon av jern. Forkrommet jern og stål som inneholder krom ( rustfritt stål), har høy korrosjonsbestandighet.
Forelesning 11. Kjemiske egenskaper til metaller.
Interaksjon av metaller med enkle oksidasjonsmidler. Forholdet mellom metaller og vann, vandige løsninger av syrer, alkalier og salter. Rollen til oksidfilmen og oksidasjonsprodukter. Interaksjon av metaller med salpetersyre og konsentrerte svovelsyrer.
Metaller inkluderer alle s-, d-, f-elementer, samt p-elementer som ligger i den nedre delen av det periodiske systemet fra diagonalen trukket fra bor til astatin. I enkle stoffer av disse elementene blir en metallisk binding realisert. Metallatomer har få elektroner i det ytre elektronskallet, i mengden 1, 2 eller 3. Metaller viser elektropositive egenskaper og har lav elektronegativitet, mindre enn to.
Metaller har karakteristiske egenskaper. Dette er faste stoffer, tyngre enn vann, med en metallisk glans. Metaller har høy termisk og elektrisk ledningsevne. De er preget av emisjon av elektroner under påvirkning av ulike ytre påvirkninger: bestråling med lys, oppvarming, brudd (eksoelektronisk emisjon).
Hovedkarakteristikken til metaller er deres evne til å donere elektroner til atomer og ioner av andre stoffer. Metaller er reduksjonsmidler i de aller fleste tilfeller. Og dette er deres karakteristiske kjemiske egenskap. La oss vurdere forholdet mellom metaller og typiske oksidasjonsmidler, som inkluderer enkle stoffer - ikke-metaller, vann, syrer. Tabell 1 gir informasjon om forholdet mellom metaller og enkle oksidasjonsmidler.
Tabell 1
Forholdet mellom metaller og enkle oksidasjonsmidler
Alle metaller reagerer med fluor. Unntakene er aluminium, jern, nikkel, kobber, sink i fravær av fuktighet. Disse elementene, når de reagerer med fluor i det første øyeblikket, danner fluorfilmer som beskytter metallene mot ytterligere reaksjon.
Under samme forhold og grunner passiveres jern i reaksjon med klor. I forhold til oksygen danner ikke alle, men bare en rekke metaller tette beskyttende filmer av oksider. Ved overgang fra fluor til nitrogen (tabell 1) avtar den oksidative aktiviteten og derfor oksideres ikke et økende antall metaller. For eksempel er det bare litium og jordalkalimetaller som reagerer med nitrogen.
Forholdet mellom metaller og vann og vandige løsninger av oksidasjonsmidler.
I vandige løsninger er den reduserende aktiviteten til et metall preget av verdien av dets standard redokspotensial. Fra hele serien med standard redokspotensialer skilles en serie metallspenninger, som er oppført i tabell 2.
tabell 2
Utvalg av spenningsmetaller
| Oksidasjonsmiddel | Elektrodeprosessligning | Standard elektrodepotensial φ 0, V | Reduksjonsmiddel | Betinget aktivitet av reduksjonsmidler |
| Li+ | Li + + e - = Li | -3,045 | Li | Aktiv |
| Rb+ | Rb + + e - = Rb | -2,925 | Rb | Aktiv |
| K+ | K + + e - = K | -2,925 | K | Aktiv |
| Cs+ | Cs + + e - = Cs | -2,923 | Cs | Aktiv |
| Ca2+ | Ca 2+ + 2e - = Ca | -2,866 | Ca | Aktiv |
| Na+ | Na + + e - = Na | -2,714 | Na | Aktiv |
| Mg 2+ | Mg 2+ +2 e - = Mg | -2,363 | Mg | Aktiv |
| Al 3+ | Al 3+ + 3e- = Al | -1,662 | Al | Aktiv |
| Ti 2+ | Ti 2+ + 2e - = Ti | -1,628 | Ti | ons. aktivitet |
| Mn 2+ | Mn 2+ + 2e - = Mn | -1,180 | Mn | ons. aktivitet |
| Cr 2+ | Cr 2+ + 2e - = Cr | -0,913 | Cr | ons. aktivitet |
| H2O | 2H 2 O+ 2e - =H 2 + 2OH - | -0,826 | H2, pH=14 | ons. aktivitet |
| Zn 2+ | Zn 2+ + 2e - = Zn | -0,763 | Zn | ons. aktivitet |
| Cr 3+ | Cr 3+ +3e - = Cr | -0,744 | Cr | ons. aktivitet |
| Fe 2+ | Fe 2+ + e - = Fe | -0,440 | Fe | ons. aktivitet |
| H2O | 2H 2 O + e - = H 2 + 2OH - | -0,413 | H2, pH=7 | ons. aktivitet |
| Cd 2+ | Cd 2+ + 2e - = Cd | -0,403 | Cd | ons. aktivitet |
| Co2+ | Co 2+ +2 e - = Co | -0,227 | Co | ons. aktivitet |
| Ni 2+ | Ni 2+ + 2e - = Ni | -0,225 | Ni | ons. aktivitet |
| Sn 2+ | Sn 2+ + 2e - = Sn | -0,136 | Sn | ons. aktivitet |
| Pb 2+ | Pb 2+ + 2e - = Pb | -0,126 | Pb | ons. aktivitet |
| Fe 3+ | Fe 3+ +3e - = Fe | -0,036 | Fe | ons. aktivitet |
| H+ | 2H++2e-=H2 | H2, pH=0 | ons. aktivitet | |
| Bi 3+ | Bi 3+ + 3e - = Bi | 0,215 | Bi | Lite aktiv |
| Cu 2+ | Cu 2+ + 2e - = Cu | 0,337 | Cu | Lite aktiv |
| Cu+ | Cu + + e - = Cu | 0,521 | Cu | Lite aktiv |
| Hg 2 2+ | Hg 2 2+ + 2e - = Hg | 0,788 | Hg 2 | Lite aktiv |
| Ag+ | Ag + + e - = Ag | 0,799 | Ag | Lite aktiv |
| Hg 2+ | Hg 2+ +2e - = Hg | 0,854 | Hg | Lite aktiv |
| Pt 2+ | Pt 2+ + 2e - = Pt | 1,2 | Pt | Lite aktiv |
| Au 3+ | Au 3+ + 3e - = Au | 1,498 | Au | Lite aktiv |
| Au+ | Au + + e - = Au | 1,691 | Au | Lite aktiv |
Denne serien av spenninger viser også verdiene av elektrodepotensialene til hydrogenelektroden i sure (pH=0), nøytrale (pH=7), alkaliske (pH=14) miljøer. Plasseringen til et bestemt metall i spenningsserien karakteriserer dets evne til å gjennomgå redoksinteraksjoner i vandige løsninger under standardforhold. Metallioner er oksidasjonsmidler, og metaller er reduksjonsmidler. Jo lenger et metall befinner seg i spenningsserien, desto kraftigere er ionene som oksidasjonsmiddel i en vandig løsning. Jo nærmere metallet er begynnelsen av serien, jo sterkere reduksjonsmiddel er det.
Metaller er i stand til å fortrenge hverandre fra saltløsninger. Reaksjonsretningen bestemmes av deres relative plassering i rekken av spenninger. Det bør huskes at aktive metaller fortrenger hydrogen ikke bare fra vann, men også fra enhver vandig løsning. Derfor skjer den gjensidige forskyvningen av metaller fra løsninger av deres salter bare når det gjelder metaller som ligger i spenningsserien etter magnesium.
Alle metaller er delt inn i tre betingede grupper, som reflektert i følgende tabell.
Tabell 3
Konvensjonell inndeling av metaller
Interaksjon med vann. Oksydasjonsmidlet i vann er hydrogenionet. Derfor kan bare de metallene hvis standard elektrodepotensiale er lavere enn potensialet til hydrogenioner i vann oksideres av vann. Det avhenger av pH i miljøet og er lik
φ = -0,059рН.
I et nøytralt miljø (pH=7) φ = -0,41 V. Arten av interaksjonen mellom metaller og vann er presentert i tabell 4.
Metaller fra begynnelsen av serien, med et potensial betydelig mer negativt enn -0,41 V, fortrenger hydrogen fra vann. Men magnesium fortrenger hydrogen bare fra varmt vann. Vanligvis fortrenger ikke metaller mellom magnesium og bly hydrogen fra vann. Det dannes oksidfilmer på overflaten av disse metallene, som har en beskyttende effekt.
Tabell 4
Interaksjon av metaller med vann i et nøytralt miljø
Interaksjon av metaller med saltsyre.
Oksydasjonsmidlet i saltsyre er hydrogenionet. Standardelektrodepotensialet til et hydrogenion er null. Derfor må alle aktive og middels aktive metaller reagere med syren. Passivering skjer kun for bly.
Tabell 5
Interaksjon av metaller med saltsyre
Kobber kan løses i svært konsentrert saltsyre, til tross for at det er et lavaktivt metall.
Samspillet mellom metaller og svovelsyre skjer annerledes og avhenger av konsentrasjonen.
Interaksjon av metaller med fortynnet svovelsyre. Interaksjonen med fortynnet svovelsyre utføres på samme måte som med saltsyre.
Tabell 6
Reaksjon av metaller med fortynnet svovelsyre
Fortynnet svovelsyre oksiderer med sitt hydrogenion. Det samhandler med metaller hvis elektrodepotensial er lavere enn hydrogen. Bly løses ikke opp i svovelsyre ved en konsentrasjon under 80 %, siden PbSO 4-saltet som dannes under interaksjonen mellom bly og svovelsyre er uløselig og danner en beskyttende film på metalloverflaten.
Interaksjon av metaller med konsentrert svovelsyre.
I konsentrert svovelsyre virker svovel i oksidasjonstilstanden +6 som et oksidasjonsmiddel. Det er en del av sulfationet SO 4 2-. Derfor oksiderer konsentrert syre alle metaller hvis standard elektrodepotensial er mindre enn oksidasjonsmidlet. Den høyeste verdien av elektrodepotensialet i elektrodeprosesser som involverer sulfationet som oksidasjonsmiddel er 0,36 V. Som et resultat reagerer noen lavaktive metaller også med konsentrert svovelsyre.
For metaller med middels aktivitet (Al, Fe) skjer passivering på grunn av dannelsen av tette oksidfilmer. Tinn oksideres til tetravalent tilstand for å danne tinn(IV)sulfat:
Sn + 4 H 2 SO 4 (kons.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.
Tabell 7
Reaksjon av metaller med konsentrert svovelsyre
Bly oksideres til toverdig tilstand for å danne løselig blyhydrogensulfat. Kvikksølv løses opp i varm konsentrert svovelsyre for å danne kvikksølv(I) og kvikksølv(II)sulfater. Selv sølv løses opp i kokende konsentrert svovelsyre.
Det bør huskes at jo mer aktivt metallet er, desto dypere er graden av reduksjon av svovelsyre. Med aktive metaller reduseres syren hovedsakelig til hydrogensulfid, selv om andre produkter også er tilstede. For eksempel
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H20;
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ +4H20;
4Zn +5H2SO4 = 4ZnSO4 = 4ZnSO4 +H2S +4H2O.
Interaksjon av metaller med fortynnet salpetersyre.
I salpetersyre virker nitrogen som et oksidasjonsmiddel i oksidasjonstilstanden +5. Den maksimale verdien av elektrodepotensialet for nitrationen til en fortynnet syre som oksidasjonsmiddel er 0,96 V. På grunn av denne store verdien er salpetersyre et sterkere oksidasjonsmiddel enn svovelsyre. Dette kan sees av at salpetersyre oksiderer sølv. Jo mer aktivt metallet er og jo mer fortynnet syren er, jo dypere reduseres syren.
Tabell 8
Reaksjon av metaller med fortynnet salpetersyre
Interaksjon av metaller med konsentrert salpetersyre.
Konsentrert salpetersyre reduseres vanligvis til nitrogendioksid. Samspillet mellom konsentrert salpetersyre og metaller er presentert i tabell 9.
Ved bruk av syre i mangel og uten omrøring reduserer aktive metaller den til nitrogen, og metaller med middels aktivitet til karbonmonoksid.
Tabell 9
Reaksjon av konsentrert salpetersyre med metaller
Interaksjon av metaller med alkaliløsninger.
Metaller kan ikke oksideres av alkalier. Dette skyldes det faktum at alkalimetaller er sterke reduksjonsmidler. Derfor er ionene deres de svakeste oksidasjonsmidlene og har ikke oksiderende egenskaper i vandige løsninger. Imidlertid, i nærvær av alkalier, manifesteres den oksiderende effekten av vann i større grad enn i deres fravær. På grunn av dette, i alkaliske løsninger, blir metaller oksidert av vann for å danne hydroksyder og hydrogen. Hvis oksidet og hydroksydet er amfotere forbindelser, vil de oppløses i en alkalisk løsning. Som et resultat samhandler metaller som er passive i rent vann kraftig med alkaliløsninger.
Tabell 10
Interaksjon av metaller med alkaliløsninger
Oppløsningsprosessen er representert i to trinn: metalloksidasjon med vann og hydroksydoppløsning:
Zn + 2HOH = Zn(OH)2 ↓ + H2;
Zn(OH) 2 ↓ + 2 NaOH = Na 2.
Målet med arbeidet: praktisk talt bli kjent med de karakteristiske kjemiske egenskapene til metaller av ulike aktiviteter og deres forbindelser; studere egenskapene til metaller med amfotere egenskaper. Redoksreaksjoner utjevnes ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden.
Teoretisk del
Fysiske egenskaper til metaller. Under normale forhold er alle metaller, unntatt kvikksølv, faste stoffer som avviker kraftig i hardhetsgrad. Metaller, som ledere av den første typen, har høy elektrisk og termisk ledningsevne. Disse egenskapene er assosiert med strukturen til krystallgitteret, i hvilke noder det er metallioner, mellom hvilke frie elektroner beveger seg. Overføringen av elektrisitet og varme skjer på grunn av bevegelsen til disse elektronene.
Kjemiske egenskaper til metaller . Alle metaller er reduksjonsmidler, dvs. Under kjemiske reaksjoner mister de elektroner og blir positivt ladede ioner. Som et resultat reagerer de fleste metaller med typiske oksidasjonsmidler, som oksygen, og danner oksider, som i de fleste tilfeller dekker overflaten av metallene i et tett lag.
Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2
Mg-2=Mg +2
OM 2
+4
=2О -2
Den reduserende aktiviteten til metaller i løsninger avhenger av metallets posisjon i spenningsserien eller verdien av elektrodepotensialet til metallet (tabell) Jo lavere elektrodepotensialet til et gitt metall er, jo mer aktivt reduksjonsmiddel er det er. Alle metaller kan deles inn i 3 grupper :
Aktive metaller – fra begynnelsen av stressserien (dvs. fra Li) til Mg;
Metaller med middels aktivitet fra Mg til H;
Lavaktive metaller – fra H til slutten av spenningsserien (til Au).
Metaller i gruppe 1 interagerer med vann (dette inkluderer hovedsakelig alkali- og jordalkalimetaller); Reaksjonsproduktene er hydroksyder av de tilsvarende metallene og hydrogen, for eksempel:
2º°+2º 2 O=2KOH+H 2 OM
K°-
=K +
| 2
2H +
+2
=H 2
0
| 1
Interaksjon av metaller med syrer
Alle oksygenfrie syrer (salt HCl, hydrobromid HBr, etc.), samt noen oksygenholdige syrer (fortynnet svovelsyre H 2 SO 4, fosforsyre H 3 PO 4, eddiksyre CH 3 COOH, etc.) reagerer med metall 1 og 2 grupper stående i spenningsserien opp til hydrogen. I dette tilfellet dannes det tilsvarende saltet og hydrogen frigjøres:
Zn+ H 2 SÅ 4 = ZnSO 4 + H 2
Zn 0
-2
=
Zn 2+
| 1
2H +
+2
=H 2
° | 1
Konsentrert svovelsyre oksiderer metaller fra gruppe 1, 2 og delvis 3 (opp til Ag inklusive) mens den reduseres til SO 2 - en fargeløs gass med en skarp lukt, fritt svovel utfelt i form av et hvitt bunnfall eller hydrogensulfid H 2 S - en gass med en råtten lukt egg Jo mer aktivt metallet er, jo mer svovel reduseres, for eksempel:
|
1
|
8
Salpetersyre av enhver konsentrasjon oksiderer nesten alle metaller, noe som resulterer i dannelse av nitrat av det tilsvarende metallet, vann og reduksjonsproduktet N +5 (NO 2 - brun gass med en skarp lukt, NO - fargeløs gass med en skarp lukt, N 2 O - gass med narkotisk lukt, N 2 er en luktfri gass, NH 4 NO 3 er en fargeløs løsning). Jo mer aktivt metall og jo mer fortynnet syren er, jo mer nitrogen reduseres i salpetersyre.
Reager med alkalier amfoterisk metaller som hovedsakelig tilhører gruppe 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb, etc.). Reaksjonen fortsetter ved å smelte sammen metaller med alkali:
Pb+2 NaOH= Na 2 PbO 2 +H 2
Pb 0
-2
=
Pb 2+
| 1
2H +
+2
=H 2
° | 1
eller ved interaksjon med en sterk alkaliløsning:
Be + 2NaOH + 2H 2 OM = Na 2 +H 2
Vær°-2
=Vær +2
| 1
Amfotere metaller danner amfotere oksider og følgelig amfotere hydroksider (reagerer med syrer og alkalier for å danne salter og vann), for eksempel:
eller i ionisk form:
eller i ionisk form:
Praktisk del
Erfaring nr. 1.Interaksjon av metaller med vann .
Ta et lite stykke alkali- eller jordalkalimetall (natrium, kalium, litium, kalsium), som oppbevares i en krukke med parafin, tørk den grundig med filterpapir og legg den i en porselenskopp fylt med vann. På slutten av eksperimentet, tilsett noen dråper fenolftalein og bestem mediet til den resulterende løsningen.
Når magnesium reagerer med vann, varm opp reaksjonsrøret en stund på en alkohollampe.
Erfaring nr. 2.Interaksjon av metaller med fortynnede syrer .
Hell 20 - 25 dråper 2N løsning av saltsyre, svovelsyre og salpetersyre i tre reagensglass. Slipp metaller i form av ledninger, stykker eller spon i hvert reagensrør. Observer fenomenene som finner sted. Varm opp reagensglassene der ingenting skjer i en alkohollampe før reaksjonen starter. Snus forsiktig på reagensrøret som inneholder salpetersyre for å bestemme gassen som frigjøres.
Erfaring nr. 3.Interaksjon av metaller med konsentrerte syrer .
Hell 20 - 25 dråper konsentrert salpetersyre og svovelsyre (forsiktig!) i to reagensrør, senk metallet ned i dem, og observer hva som skjer. Om nødvendig kan reagensrørene varmes opp i en spritlampe før reaksjonen starter. For å bestemme gassene som frigjøres, snus forsiktig på rørene.
Forsøk nr. 4.Interaksjon av metaller med alkalier .
Hell 20 - 30 dråper av en konsentrert alkaliløsning (KOH eller NaOH) i et reagensrør og tilsett metallet. Varm opp reagensrøret litt. Observer hva som skjer.
Erfaring№5. Kvittering og eiendommer metallhydroksider.
Hell 15-20 dråper salt av det tilsvarende metallet i et reagensrør, tilsett alkali til det dannes et bunnfall. Del sedimentet i to deler. Hell en saltsyreløsning til den ene delen, og en alkaliløsning til den andre. Legg merke til observasjonene, skriv ligninger i molekylære, full-ioniske og korte ioniske former, og trekk konklusjoner om arten av det resulterende hydroksydet.
Utforming av arbeidet og konklusjoner
Skrive elektron-ion-balanselikninger for redoksreaksjoner, skrive ionebytterreaksjoner i molekylære og ione-molekylære former.
I konklusjonene dine, skriv ned hvilken aktivitetsgruppe (1, 2 eller 3) metallet du studerte tilhører og hvilke egenskaper - grunnleggende eller amfotere - dets hydroksyd viser. Begrunn konklusjonene dine.
Laboratoriearbeid nr. 11
Metallforhold reaksjonsligninger:
- a) til enkle stoffer: oksygen, hydrogen, halogener, svovel, nitrogen, karbon;
- b) til komplekse stoffer: vann, syrer, alkalier, salter.
- Metaller inkluderer s-elementer i gruppe I og II, alle s-elementer, p-elementer i 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.
- 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. Dermed reagerer jern med vann bare ved svært høye temperaturer:
Metaller med positivt 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 E0-verdi fortrenger et metall med en større E0-verdi 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 og avgir en 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, kalkmelk 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
Ved langvarig passasje av karbonmonoksid (IV) blir løsningen gjennomsiktig, ettersom det dannes et surt salt, løselig i vann:
CaC0 3 + C0 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2
Hvis den resulterende klare løsningen av kalsiumbikarbonat varmes opp, oppstår turbiditet igjen, ettersom et bunnfall av CaCO 3 utfelles.
KJEMISKE EGENSKAPER TIL METALLER
I henhold til deres kjemiske egenskaper er metaller delt inn i:1 )Aktiv (alkali- og jordalkalimetaller, Mg, Al, Zn, etc.)
2) Metallergjennomsnittlig aktivitet (Fe, Cr, Mn, etc.);
3 ) Lite aktiv (Cu, Ag)
4) Edelmetaller – Au, Pt, Pd, etc.
I reaksjoner er det kun reduksjonsmidler. Metallatomer gir lett fra seg elektroner fra det ytre (og noen fra det ytre) elektronlaget, og blir til positive ioner. Mulige oksidasjonstilstander for Me Laveste 0,+1,+2,+3 Høyest +4,+5,+6,+7,+8
1. INTERAKSJON MED IKKE-METALLER
1. MED HYDROGEN
Metaller fra gruppene IA og IIA reagerer ved oppvarming, unntatt beryllium. Det dannes faste ustabile stoffer, hydrider, andre metaller reagerer ikke.
2K + H2 = 2KH (kaliumhydrid)
Ca + H2 = CaH2
2. MED OKSYGEN
Alle metaller reagerer unntatt gull og platina. Reaksjonen med sølv skjer ved høye temperaturer, men sølv(II)oksid dannes praktisk talt ikke, siden det er termisk ustabilt. Alkalimetaller under normale forhold danner oksider, peroksider, superoksider (litium - oksid, natrium - peroksid, kalium, cesium, rubidium - superoksid
4Li + O2 = 2Li2O (oksid)
2Na + O2 = Na2O2 (peroksid)
K+O2=KO2 (superoksid)
De gjenværende metallene i hovedundergruppene danner under normale forhold oksider med en oksidasjonstilstand lik gruppetallet 2Ca+O2=2CaO
2Ca+O2=2CaO
Metaller fra sekundære undergrupper danner oksider under normale forhold og ved oppvarming, oksider med ulik grad av oksidasjon, og jern-jernbelegg Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O2 = 2Cu2+1O (rød) 2Cu + O2 = 2Cu+2O (svart);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
3. MED HALOGEN
halogenider (fluorider, klorider, bromider, jodider). Alkaliske stoffer antennes under normale forhold med F, Cl, Br:
2Na + Cl2 = 2NaCl (klorid)
Alkaliske jordarter og aluminium reagerer under normale forhold:
MEDa+Cl2=MEDaCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Metaller fra sekundære undergrupper ved forhøyede temperaturer
Cu + Cl2 = Cu⁺²Cl2 Zn + Cl2 = ZnCl2
2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 jern(III)klorid (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I2 = 2Cu+1I(det er ikke noe kobberjodid (+2)!)
4. INTERAKSJON MED SVOVEL
ved oppvarming, selv med alkalimetaller, med kvikksølv under normale forhold. Alle metaller reagerer unntatt gull og platina
Medgrå – sulfider: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfid)
MEDa+S=MEDsom(sulfid) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (svart)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERAKSJON MED FOSFOR OG NITROGEN
oppstår ved oppvarming (unntak: litium med nitrogen under normale forhold):
med fosfor – fosfider: 3Ca + 2 P=Ca3P2,
Med nitrogen - nitrider 6Li + N2 = 3Li2N (litiumnitrid) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (magnesiumnitrid) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁂¯³N
6. INTERAKSJON MED KARBON OG SILISIUM
oppstår ved oppvarming:
Karbider dannes med karbon Bare de mest aktive metallene reagerer med karbon. Fra alkalimetaller danner karbider litium og natrium, kalium, rubidium, cesium interagerer ikke med karbon:
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Metaller - d-elementer danner forbindelser av ikke-støkiometrisk sammensetning med karbon, for eksempel faste løsninger: WC, ZnC, TiC - brukes til å produsere superharde stål.
med silisium – silicider: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. INTERAKSJON AV METALLER MED VANN:
Metaller som kommer før hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien reagerer med vann Alkali- og jordalkalimetaller reagerer med vann uten oppvarming, og danner oppløselige hydroksyder (alkalier) og hydrogen, aluminium (etter ødeleggelse av oksidfilmen - amalgi), magnesium ved oppvarming. danner uløselige baser og hydrogen.
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
MEDa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Andre metaller reagerer med vann bare i varm tilstand, og danner oksider (jern-jernbelegg)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
8 MED OKSYGEN OG VANN
I luft oksideres jern og krom lett i nærvær av fuktighet (rusting)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. INTERAKSJON AV METALLER MED OKSIDER
Metaller (Al, Mg, Ca), reduserer ikke-metaller eller mindre aktive metaller fra oksidene deres ved høye temperaturer → ikke-metall eller lavaktivt metall og oksid (kalsiumtermi, magnesiumtermi, aluminotermi)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr2O3 = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (termitt) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = ZnO CO + N2O = ZnO CO + + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
10. MED OKSIDER
Metallene jern og krom reagerer med oksider, og reduserer oksidasjonstilstanden
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. INTERAKSJON AV METALLER MED ALKALI
Bare de metallene hvis oksider og hydroksyder har amfotere egenskaper interagerer med alkalier (Zn, Al, Cr(III), Fe(III), etc. SMELT → metallsalt + hydrogen.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (natriumsinkat)
2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
LØSNING → komplekst metallsalt + hydrogen.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (natriumtetrahydroksysinkat) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. INTERAKSJON MED SYRER (UNNTATT HNO3 og H2SO4 (kons.)
Metaller som er til venstre for hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien av metaller fortrenger det fra fortynnede syrer → salt og hydrogen
Huske! Salpetersyre frigjør aldri hydrogen når den interagerer med metaller.
Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al+3Cl3 + H2
13. REAKSJONER MED SALT
Aktive metaller fortrenger mindre aktive metaller fra salter. Gjenoppretting fra løsninger:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
FeSO4 + Cu =REAKSJONERNEI
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2+MEDu
Gjenvinning av metaller fra smeltede salter
3Na+ AlCl3 = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Gruppe B-metaller reagerer med salter, og senker oksidasjonstilstanden
2Fe+3Cl3 + Fe = 3Fe+2Cl2