Proprietăți de restaurare- acestea sunt principalele proprietăți chimice caracteristice tuturor metalelor. Ele se manifestă prin interacțiune cu o mare varietate de agenți oxidanți, inclusiv agenți oxidanți din mediu. În general, interacțiunea unui metal cu agenții de oxidare poate fi exprimată prin următoarea schemă:

Me + Agent oxidant" Pe mine(+X),

Unde (+X) este starea de oxidare pozitivă a lui Me.

Exemple de oxidare a metalelor.

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

Seria de activitate metalică

Proprietățile reducătoare ale metalelor diferă unele de altele. Potențialele electrodului E sunt utilizate ca o caracteristică cantitativă a proprietăților de reducere a metalelor.

Cu cât metalul este mai activ, cu atât potenţialul său standard de electrod E o este mai negativ.

Metalele dispuse pe rând pe măsură ce activitatea lor oxidativă scade formează o serie de activități.

Seria de activitate metalică

Pe mine

Li

K

Ca

N / A

Mg

Al

Mn

Zn

Cr

Fe

Ni

Sn

Pb

H 2

Cu

Ag

Au

Eu z+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg 2+

Al 3+

Mn 2+

Zn 2+

Cr 3+

Fe 2+

Ni 2+

Sn 2+

Pb 2+

H+

Cu 2+

Ag+

Au 3+

E o ,B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Un metal cu o valoare Eo mai negativă este capabil să reducă un cation metalic cu un potențial electrod mai pozitiv.

Reducerea unui metal dintr-o soluție de sare cu un alt metal cu activitate reducătoare mai mare se numește cimentare. Cimentarea este utilizată în tehnologiile metalurgice.

În special, Cd se obține prin reducerea acestuia dintr-o soluție de sare cu zinc.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Interacțiunea metalelor cu oxigenul

Oxigenul este un agent oxidant puternic. Poate oxida marea majoritate a metalelor, cu excepțiaAuȘiPt . Metalele expuse aerului intră în contact cu oxigenul, așa că atunci când studiem chimia metalelor, se acordă întotdeauna atenție particularităților interacțiunii metalului cu oxigenul.

Toată lumea știe că fierul în aer umed se acoperă cu rugină - oxid de fier hidratat. Dar multe metale în stare compactă la temperaturi nu prea ridicate prezintă rezistență la oxidare, deoarece formează pelicule de protecție subțiri pe suprafața lor. Aceste pelicule de produse de oxidare împiedică agentul de oxidare să intre în contact cu metalul. Fenomenul de formare a straturilor de protecție pe suprafața unui metal care împiedică oxidarea metalului se numește pasivare a metalului.

O creștere a temperaturii favorizează oxidarea metalelor cu oxigen. Activitatea metalelor crește în stare fin zdrobită. Majoritatea metalelor sub formă de pulbere ard în oxigen.

s-metale

Arată cea mai mare activitate de reduceres-metale. Metalele Na, K, Rb Cs se pot aprinde în aer și sunt depozitate în vase sigilate sau sub un strat de kerosen. Be și Mg sunt pasivați la temperaturi scăzute în aer. Dar când este aprinsă, banda de Mg arde cu o flacără orbitoare.

MetaleleIISubgrupurile A și Li, atunci când interacționează cu oxigenul, formează oxizi.

2Ca + O2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

Metalele alcaline, cu excepțiaLi, atunci când interacționează cu oxigenul, nu formează oxizi, ci peroxiziPe mine 2 O 2 și superoxiziMeO 2 .

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

p-metale

Metale aparținândp- blocul este pasivizat în aer.

Când arde în oxigen

• metalele din subgrupa IIIA formează oxizi de tipul Eu 2 O 3,
• Sn este oxidat la SnO 2 , și Pb - până la PbO
• Bi merge la Bi2O3.

d-metale

Toated-perioada 4 metalele sunt oxidate de oxigen. Sc, Mn, Fe se oxidează cel mai ușor. Deosebit de rezistente la coroziune sunt Ti, V, Cr.

Când este ars în oxigen dintre toated

Când este ars în oxigen dintre toated-din perioada 4 elemente, doar scandiul, titanul si vanadiul formeaza oxizi in care Me se afla in cea mai mare stare de oxidare, egala cu numarul grupului. Perioada 4 d-metale rămase, atunci când sunt arse în oxigen, formează oxizi în care Me se află în stări de oxidare intermediare, dar stabile.

Tipuri de oxizi formați de metalele din perioada 4 d la arderea în oxigen:

• MeO forma Zn, Cu, Ni, Co. (la T>1000°C Cu formează Cu2O),
• Eu 2 O 3, formează Cr, Fe și Sc,
• MeO 2 - Mn și Ti,
• V formează un oxid mai mare - V 2 O 5 .

d-metale din perioadele 5 si 6, cu exceptia Y, La, mai rezistent la oxidare decât toate celelalte metale. Nu reacționează cu oxigenul Au, Pt .

Când este ars în oxigend-metale din perioadele 5 și 6, de regulă, formează oxizi superiori, exceptie fac metalele Ag, Pd, Rh, Ru.

Tipuri de oxizi formați de d-metale din perioadele 5 și 6 în timpul arderii în oxigen:

• Eu 2 O 3- forma Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Ir:
• Eu 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Lu, V
• Eu 2 O 7- Tc, Re
• MeO 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Eu 2 O- Ag;

Interacțiunea metalelor cu acizii

În soluțiile acide, cationul hidrogen este un agent de oxidare. Cationul H+ poate oxida metalele din seria de activitate până la hidrogen, adică având potențiale negative ale electrodului.

Multe metale, atunci când sunt oxidate, se transformă în cationi în soluții apoase acideEu z + .

Anionii unui număr de acizi sunt capabili să prezinte proprietăți oxidante care sunt mai puternice decât H +. Astfel de agenți de oxidare includ anioni și cei mai obișnuiți acizi H 2 ASA DE 4 ȘiHNO 3 .

NO 3 - anionii prezintă proprietăți oxidante la orice concentrație în soluție, dar produsele de reducere depind de concentrația acidului și de natura metalului care este oxidat.

Anionii SO42- prezintă proprietăți oxidante numai în H2SO4 concentrat.

Produși de reducere ai agenților oxidanți: H + , NO 3 - , ASA DE 4 2 -

2Н + + 2е - =H 2

ASA DE 4 2- din H2S04 concentrat ASA DE 4 2- + 2e - + 4 H + = ASA DE 2 + 2 H 2 O

(formarea de S, H 2 S este de asemenea posibilă)

NO 3 - din HNO 3 concentrat NU 3 - + e - + 2H + = NO2 + H20
NO 3 - din HNO 3 diluat NU 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

(este posibilă și formarea N 2 O, N 2, NH 4 +)

Exemple de reacții între metale și acizi

Zn + H2S04 (diluat) " ZnS04 + H2

8Al + 15H 2 SO 4 (k.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

3Ni + 8HNO 3 (dil.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 4HNO 3 (k.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Produse de oxidare a metalelor în soluții acide

Metalele alcaline formează un cation de tip Me +, metalele s din al doilea grup formează cationi Eu 2+.

Când sunt dizolvate în acizi, metalele p-bloc formează cationii indicați în tabel.

Metalele Pb și Bi sunt dizolvate numai în acid azotic.

Pe mine	Al	Ga	În	Tl	Sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga 3+	În 3+	Tl+	Sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo,B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Toate d-metale de 4 perioade, cu excepția Cu , poate fi oxidat de ioniH+ în soluții acide.

Tipuri de cationi formați din metale din perioada 4 d:

• Eu 2+(formă d-metale variind de la Mn la Cu)
• eu 3+ ( formează Sc, Ti, V, Cr și Fe în acid azotic).
• Ti și V formează și cationi MeO 2+

d-elementele perioadelor 5 și 6 sunt mai rezistente la oxidare decât perioadele 4d- metale.

În soluții acide, H + se poate oxida: Y, La, Cd.

Următoarele se pot dizolva în HNO3: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re se dizolvă în HNO3 fierbinte.

Următoarele se dizolvă în H2S04 fierbinte: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metale: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sunt de obicei dizolvate într-un amestec de HNO3 + HF.

În acva regia (un amestec de HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au și Os pot fi dizolvate cu dificultate). Motivul dizolvării metalelor în acva regia sau într-un amestec de HNO 3 + HF este formarea de compuși complecși.

Exemplu. Dizolvarea aurului în acva regia devine posibilă datorită formării unui complex -

Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O

Interacțiunea metalelor cu apa

Proprietățile oxidante ale apei se datorează H(+1).

2H 2 O + 2e -" N 2 + 2OH -

Deoarece concentrația de H + în apă este scăzută, proprietățile sale de oxidare sunt scăzute. Metalele se pot dizolva în apă E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Toates-metale, cu exceptia Fii și Mg se dizolvă ușor în apă.

2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

Na reacționează energic cu apa, eliberând căldură. H2 eliberat se poate aprinde.

2H2 +O2 = 2H2O

Mg se dizolvă numai în apă clocotită, Be este protejat de oxidare de un oxid inert insolubil

Metalele P-bloc sunt agenți reducători mai puțin puternici decâts.

Dintre metalele p, activitatea reducătoare este mai mare în metalele din subgrupa IIIA, Sn și Pb sunt agenți reducători slabi, Bi are Eo > 0.

P-metale nu se dizolvă în apă în condiții normale. Când oxidul protector este dizolvat de la suprafață în soluții alcaline cu apă, Al, Ga și Sn sunt oxidați.

Printre d-metale, ele sunt oxidate de apă când sunt încălzite Sc și Mn, La, Y. Fierul reacționează cu vaporii de apă.

Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline

În soluțiile alcaline, apa acționează ca un agent oxidant..

2H2O + 2e- =H2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

Proprietățile oxidante ale apei scad odată cu creșterea pH-ului, datorită scăderii concentrației de H +. Cu toate acestea, unele metale care nu se dizolvă în apă se dizolvă în soluții alcaline, de exemplu, Al, Zn și alții. Motivul principal pentru dizolvarea unor astfel de metale în soluții alcaline este că oxizii și hidroxizii acestor metale prezintă amfoteritate și se dizolvă în alcali, eliminând bariera dintre agentul de oxidare și agentul de reducere.

Exemplu. Dizolvarea Al în soluție de NaOH.

2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Cu cât un metal se află mai la stânga în seria potențialelor standard ale electrodului, cu atât agentul reducător este mai puternic; cel mai puternic agent reducător este litiu-metal, aurul este cel mai slab și, invers, ionul de aur (III) este cel mai puternic oxidant. agent, litiu (I) este cel mai slab.

Fiecare metal este capabil să reducă din sărurile în soluție acele metale care se află în seria de tensiuni după el; de exemplu, fierul poate înlocui cuprul din soluțiile sărurilor sale. Cu toate acestea, rețineți că metalele alcaline și alcalino-pământoase vor reacționa direct cu apa.

Metalele care se află în seria de tensiune din stânga hidrogenului sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile de acizi diluați și să se dizolve în ele.

Activitatea reducătoare a unui metal nu corespunde întotdeauna cu poziția sa în tabelul periodic, deoarece atunci când se determină locul unui metal într-o serie, se ia în considerare nu numai capacitatea sa de a dona electroni, ci și energia cheltuită pentru distrugerea metalului. rețeaua cristalină a metalului, precum și energia cheltuită pentru hidratarea ionilor.

Interacțiunea cu substanțe simple

CU oxigen Majoritatea metalelor formează oxizi - amfoteri și bazici:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

Metalele alcaline, cu excepția litiului, formează peroxizi:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

CU halogeni metalele formează săruri ale acizilor hidrohalici, de exemplu,

Cu + Cl2 = CuCl2.

CU hidrogen cele mai active metale formează hidruri ionice - substanțe asemănătoare sărurilor în care hidrogenul are o stare de oxidare de -1.

2Na + H2 = 2NaH.

CU gri metalele formează sulfuri - săruri ale acidului hidrogen sulfurat:

CU azot Unele metale formează nitruri; reacția are loc aproape întotdeauna când sunt încălzite:

3Mg + N2 = Mg3N2.

CU carbon se formează carburi:

4Al + 3C = Al3C4.

CU fosfor – fosfuri:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Metalele pot interacționa între ele, formându-se compuși intermetalici :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Metalele se pot dizolva unele în altele la temperaturi ridicate fără a reacţiona, formându-se aliaje.

Aliaje

Aliaje se numesc sisteme formate din două sau mai multe metale, precum și metale și nemetale, care au proprietăți caracteristice inerente doar în starea metalică.

Proprietățile aliajelor sunt foarte diverse și diferă de proprietățile componentelor lor, de exemplu, pentru ca aurul să devină mai dur și mai potrivit pentru realizarea de bijuterii, i se adaugă argint și un aliaj care conține 40% cadmiu și 60% bismut. are un punct de topire de 144 °C, adică mult mai mic decât punctul de topire al componentelor sale (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Sunt posibile următoarele tipuri de aliaje:

Metalele topite sunt amestecate între ele în orice raport, dizolvându-se unele în altele la infinit, de exemplu, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni și altele. Aceste aliaje sunt omogene ca compoziție, au rezistență chimică ridicată și conduc curentul electric;

Metalele îndreptate sunt amestecate între ele în orice raport, dar când sunt răcite se separă și se obține o masă formată din cristale individuale de componente, de exemplu, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb și altele.

Toate metalele, în funcție de activitatea lor redox, sunt combinate într-o serie numită seria tensiunii electrochimice a metalelor (deoarece metalele din ele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor electrochimice standard) sau seria activității metalului:

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

Cele mai active metale din punct de vedere chimic sunt în seria de activitate până la hidrogen, iar cu cât metalul este situat mai în stânga, cu atât este mai activ. Metalele care ocupă locul după hidrogen în seria de activități sunt considerate inactive.

Aluminiu

Aluminiul este o culoare alb-argintiu. Principalele proprietăți fizice ale aluminiului sunt ușurința, conductivitatea termică și electrică ridicată. În stare liberă, atunci când este expus la aer, aluminiul este acoperit cu o peliculă durabilă de oxid de Al 2 O 3, ceea ce îl face rezistent la acțiunea acizilor concentrați.

Aluminiul aparține metalelor din familia p. Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 3s 2 3p 1. În compușii săi, aluminiul prezintă o stare de oxidare de „+3”.

Aluminiul este produs prin electroliza oxidului topit al acestui element:

2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2

Cu toate acestea, datorită randamentului scăzut al produsului, metoda de producere a aluminiului prin electroliza unui amestec de Na 3 și Al 2 O 3 este mai des utilizată. Reacția are loc atunci când este încălzită la 960C și în prezența catalizatorilor - fluoruri (AlF 3, CaF 2 etc.), în timp ce eliberarea de aluminiu are loc la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

Aluminiul este capabil să interacționeze cu apa după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața sa (1), să interacționeze cu substanțe simple (oxigen, halogeni, azot, sulf, carbon) (2-6), acizi (7) și baze (8):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H2O = 2Na + 3H2 (8)

Calciu

În forma sa liberă, Ca este un metal alb-argintiu. Când este expus la aer, acesta devine instantaneu acoperit cu o peliculă gălbuie, care este produsul interacțiunii sale cu componentele aerului. Calciul este un metal destul de dur și are o rețea cristalină cubică centrată pe față.

Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 4s 2. În compușii săi, calciul prezintă o stare de oxidare de „+2”.

Calciul se obține prin electroliza sărurilor topite, cel mai adesea cloruri:

CaCl2 = Ca + CI2

Calciul este capabil să se dizolve în apă pentru a forma hidroxizi, prezentând proprietăți de bază puternice (1), reacționând cu oxigenul (2), formând oxizi, interacționând cu nemetale (3-8), dizolvându-se în acizi (9):

Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N2 = Ca3N2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H2 = CaH2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 (9)

Fierul și compușii săi

Fierul este un metal gri. În forma sa pură este destul de moale, maleabilă și vâscoasă. Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 3d 6 4s 2. În compușii săi, fierul prezintă stări de oxidare „+2” și „+3”.

Fierul metalic reacţionează cu vaporii de apă, formând oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

În aer, fierul se oxidează ușor, mai ales în prezența umidității (ruginile):

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

Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple, de exemplu, halogenii (1) și se dizolvă în acizi (2):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (2)

Fierul formează un întreg spectru de compuși, deoarece prezintă mai multe stări de oxidare: hidroxid de fier (II), hidroxid de fier (III), săruri, oxizi etc. Astfel, hidroxidul de fier (II) poate fi obținut prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4

Hidroxidul de fier (II) este solubil în acizi și se oxidează în hidroxid de fier (III) în prezența oxigenului.

Sărurile de fier (II) prezintă proprietăți de agent reducător și sunt transformate în compuși de fier (III).

Oxidul de fier (III) nu poate fi obținut prin arderea fierului în oxigen; pentru a-l obține, este necesară arderea sulfurilor de fier sau calcinarea altor săruri de fier:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Compușii de fier (III) prezintă proprietăți oxidante slabe și sunt capabili să intre în reacții redox cu agenți reducători puternici:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Productie de fier si otel

Otelurile si fontele sunt aliaje de fier si carbon, cu continutul de carbon in otel de pana la 2%, iar in fonta 2-4%. Oțelurile și fontele conțin aditivi de aliere: oțeluri – Cr, V, Ni și fontă – Si.

Există diferite tipuri de oțeluri; de exemplu, oțelurile structurale, inoxidabile, pentru scule, rezistente la căldură și criogenice se disting în funcție de scopul propus. Pe baza compoziției lor chimice, ele sunt împărțite în carbon (cu conținut scăzut, mediu și ridicat de carbon) și aliate (aliaj scăzut, mediu și înalt). In functie de structura se disting otelurile austenitice, feritice, martensitice, perlitice si bainitice.

Oțelurile și-au găsit aplicații în multe sectoare ale economiei naționale, cum ar fi construcții, chimie, petrochimice, protecția mediului, energie de transport și alte industrii.

În funcție de forma conținutului de carbon din fontă - cementit sau grafit, precum și de cantitatea acestora, se disting mai multe tipuri de fontă: alb (culoarea deschisă a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de cementit), gri (culoarea gri a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabilă și rezistentă la căldură. Fontele sunt aliaje foarte fragile.

Domeniile de aplicare a fontei sunt extinse - decorațiunile artistice (garduri, porți), piesele dulapurilor, echipamentele sanitare, articolele de uz casnic (tigăile) sunt realizate din fontă și este folosită în industria auto.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Un aliaj de magneziu și aluminiu cu o greutate de 26,31 g a fost dizolvat în acid clorhidric. În acest caz, s-au eliberat 31.024 litri de gaz incolor. Determinați fracțiile de masă ale metalelor din aliaj.
Soluţie	Ambele metale sunt capabile să reacționeze cu acidul clorhidric, ducând la eliberarea de hidrogen: Mg +2HCI = MgCI2 + H2 2Al +6HCI = 2AlCI3 + 3H2 Să aflăm numărul total de moli de hidrogen eliberați: v(H2) =V(H2)/Vm v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol Fie cantitatea de substanță Mg x mol, iar Al fie y mol. Apoi, pe baza ecuațiilor de reacție, putem scrie expresia pentru numărul total de moli de hidrogen: x + 1,5y = 1,385 Să exprimăm masa metalelor din amestec: Apoi, masa amestecului va fi exprimată prin ecuația: 24x + 27y = 26,31 Am primit un sistem de ecuații: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Hai sa o rezolvam: 33,24 -36y+27y = 26,31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Apoi, masa metalelor din amestec este: m(Mg) = 24×0,23 = 5,52 g m(Al) = 27×0,77 = 20,79 g Să găsim fracțiunile de masă ale metalelor din amestec: ώ =m(Me)/m suma ×100% ώ(Mg) = 5,52/26,31 ×100%= 20,98% ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02%
Răspuns	Fracțiile de masă ale metalelor din aliaj: 20,98%, 79,02%

Metalele care reacţionează uşor se numesc metale active. Acestea includ metale alcaline, alcalino-pământoase și aluminiu.

Poziția în tabelul periodic

Proprietățile metalice ale elementelor scad de la stânga la dreapta în tabelul periodic. Prin urmare, elementele grupelor I și II sunt considerate cele mai active.

Orez. 1. Metalele active din tabelul periodic.

Toate metalele sunt agenți reducători și se despart cu ușurință de electroni la nivelul energetic exterior. Metalele active au doar unul sau doi electroni de valență. În acest caz, proprietățile metalice cresc de sus în jos odată cu creșterea numărului de niveluri de energie, deoarece Cu cât un electron este mai departe de nucleul unui atom, cu atât îi este mai ușor să se separe.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

• litiu;
• sodiu;
• potasiu;
• rubidiu;
• cesiu;
• limba franceza

Metalele alcalino-pământoase includ:

• beriliu;
• magneziu;
• calciu;
• stronţiu;
• bariu;
• radiu.

Gradul de activitate al unui metal poate fi determinat de seria electrochimică a tensiunilor metalice. Cu cât un element este situat mai la stânga hidrogenului, cu atât este mai activ. Metalele din dreapta hidrogenului sunt inactive și pot reacționa numai cu acizi concentrați.

Orez. 2. Serii electrochimice de tensiuni ale metalelor.

Lista metalelor active din chimie include și aluminiul, situat în grupa III și în stânga hidrogenului. Cu toate acestea, aluminiul se află la granița metalelor active și intermediar active și nu reacționează cu unele substanțe în condiții normale.

Proprietăți

Metalele active sunt moi (pot fi tăiate cu un cuțit), ușoare și au un punct de topire scăzut.

Principalele proprietăți chimice ale metalelor sunt prezentate în tabel.

Reacţie	Ecuația	Excepție
Metalele alcaline se aprind spontan în aer atunci când interacționează cu oxigenul	K + O 2 → KO 2	Litiul reacţionează cu oxigenul numai la temperaturi ridicate
Metalele alcalino-pământoase și aluminiul formează pelicule de oxid în aer și se aprind spontan când sunt încălzite	2Ca + O 2 → 2CaO
Reacționează cu substanțe simple pentru a forma săruri	Ca + Br2 → CaBr2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aluminiul nu reacționează cu hidrogenul
Reacționează violent cu apa, formând alcali și hidrogen	- Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2	Reacția cu litiul este lentă. Aluminiul reacţionează cu apa numai după îndepărtarea peliculei de oxid
Reacționează cu acizii pentru a forma săruri	Ca + 2HCI → CaCI2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2
Interacționează cu soluțiile sărate, mai întâi reacționând cu apa și apoi cu sarea	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H20 → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Metalele active reacționează ușor, așa că în natură se găsesc numai în amestecuri - minerale, roci.

Orez. 3. Minerale și metale pure.

Ce am învățat?

Metalele active includ elemente din grupele I și II - metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și aluminiu. Activitatea lor este determinată de structura atomului - câțiva electroni sunt ușor separați de nivelul energetic extern. Acestea sunt metale ușoare moi care reacționează rapid cu substanțe simple și complexe, formând oxizi, hidroxizi și săruri. Aluminiul este mai aproape de hidrogen și reacția sa cu substanțele necesită condiții suplimentare - temperaturi ridicate, distrugerea peliculei de oxid.

Test pe tema

Evaluarea raportului

Rata medie: 4.4. Evaluări totale primite: 388.

Ce informații se pot obține dintr-o serie de tensiuni?

O gamă de tensiuni metalice este utilizată pe scară largă în chimia anorganică. În special, rezultatele multor reacții și chiar posibilitatea implementării lor depind de poziția unui anumit metal în NER. Să discutăm această problemă mai detaliat.

Interacțiunea metalelor cu acizii

Metalele situate în seria de tensiuni din stânga hidrogenului reacţionează cu acizi - agenţi neoxidanţi. Metalele situate în NER în dreapta H interacționează numai cu acizi oxidanți (în special, cu HNO 3 și H 2 SO 4 concentrat).

Exemplul 1. Zincul este situat în NER la stânga hidrogenului, prin urmare, este capabil să reacționeze cu aproape toți acizii:

Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

Exemplul 2. Cuprul este situat în ERN la dreapta lui H; acest metal nu reacționează cu acizii „obișnuiți” (HCl, H 3 PO 4, HBr, acizi organici), dar interacționează cu acizii oxidanți (azot, sulfuric concentrat):

Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Aș dori să vă atrag atenția asupra unui punct important: atunci când metalele interacționează cu acizii oxidanți, nu este eliberat hidrogenul, ci alți compuși. Puteți citi mai multe despre asta!

Interacțiunea metalelor cu apa

Metalele situate în seria de tensiune din stânga Mg reacţionează cu uşurinţă cu apa deja la temperatura camerei, eliberând hidrogen şi formând o soluţie alcalină.

Exemplul 3. Sodiul, potasiul, calciul se dizolvă ușor în apă pentru a forma o soluție alcalină:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Metalele situate în intervalul de tensiune de la hidrogen la magneziu (inclusiv) interacționează în unele cazuri cu apa, dar reacțiile necesită condiții specifice. De exemplu, aluminiul și magneziul încep să interacționeze cu H2O numai după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața metalului. Fierul nu reacționează cu apa la temperatura camerei, dar reacționează cu vaporii de apă. Cobaltul, nichelul, staniul și plumbul practic nu interacționează cu H2O, nu numai la temperatura camerei, ci și atunci când sunt încălzite.

Metalele situate pe partea dreaptă a ERN (argint, aur, platină) nu reacţionează cu apa în nicio condiţie.

Interacțiunea metalelor cu soluțiile apoase de săruri

Vom vorbi despre reacții de următorul tip:

metal (*) + sare metalică (**) = metal (**) + sare metalică (*)

Aș dori să subliniez că asteriscurile în acest caz nu indică starea de oxidare sau valența metalului, ci pur și simplu permit să se facă distincția între metalul nr. 1 și metalul nr. 2.

Pentru a realiza o astfel de reacție, trebuie îndeplinite simultan trei condiții:

1. sărurile implicate în proces trebuie dizolvate în apă (acest lucru poate fi verificat cu ușurință folosind tabelul de solubilitate);
2. metalul (*) trebuie să fie în seria tensiunilor din stânga metalului (**);
3. metalul (*) nu trebuie să reacționeze cu apa (ceea ce este ușor de verificat și de ESI).

Exemplul 4. Să ne uităm la câteva reacții:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

K + Ni(N03)2 ≠

Prima reacție este ușor de fezabil, toate condițiile de mai sus sunt îndeplinite: sulfatul de cupru este solubil în apă, zincul este în NER la stânga cuprului, Zn nu reacționează cu apa.

A doua reacție este imposibilă deoarece prima condiție nu este îndeplinită (sulfura de cupru (II) este practic insolubilă în apă). A treia reacție nu este fezabilă, deoarece plumbul este un metal mai puțin activ decât fierul (situat în dreapta în ESR). În cele din urmă, al patrulea proces NU va avea ca rezultat precipitarea nichelului deoarece potasiul reacţionează cu apa; hidroxidul de potasiu rezultat poate reacționa cu soluția de sare, dar acesta este un proces complet diferit.

Procesul de descompunere termică a nitraților

Permiteți-mi să vă reamintesc că nitrații sunt săruri ale acidului azotic. Toți nitrații se descompun atunci când sunt încălziți, dar compoziția produselor de descompunere poate varia. Compoziția este determinată de poziția metalului în seria de tensiuni.

Nitrații de metale localizați în NER la stânga magneziului, atunci când sunt încălziți, formează nitritul și oxigenul corespunzător:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

În timpul descompunerii termice a nitraților metalici aflați în domeniul de tensiune de la Mg la Cu inclusiv, se formează oxid metalic, NO 2 și oxigen:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

În cele din urmă, în timpul descompunerii nitraților metalelor mai puțin active (situați în ERN în dreapta cuprului), se formează metal, dioxid de azot și oxigen.