EntréePropriétés chimiques des métaux. Interaction des métaux avec les non-métaux
Les métaux occupent le coin inférieur gauche du tableau périodique. Les métaux appartiennent aux familles des éléments s, des éléments d, des éléments f et partiellement des éléments p.
La propriété la plus typique des métaux est leur capacité à donner des électrons et à devenir des ions chargés positivement. De plus, les métaux ne peuvent présenter qu’un état d’oxydation positif.
Moi - ne = Moi n +
1. Interaction des métaux avec les non-métaux.
UN ) Interaction des métaux avec l'hydrogène.
Les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent directement avec l’hydrogène pour former des hydrures.
Par exemple:
Ca + H 2 = CaH 2
Des composés non stœchiométriques avec une structure cristalline ionique se forment.
b) Interaction des métaux avec l'oxygène.
Tous les métaux sauf Au, Ag, Pt sont oxydés par l'oxygène atmosphérique.
Exemple:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxyde)
4K + O2 = 2K2O
2Mg + O2 = 2MgO
2Cu + O2 = 2CuO
c) Interaction des métaux avec les halogènes.
Tous les métaux réagissent avec les halogènes pour former des halogénures.
Exemple:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Ce sont principalement des composés ioniques : MeHal n
d) Interaction des métaux avec l'azote.
Les métaux alcalins et alcalino-terreux interagissent avec l’azote.
Exemple:
3Ca + N2 = Ca3N2
Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitrure.
e) Interaction des métaux avec le carbone.
Composés de métaux et de carbone - carbures. Ils sont formés par l’interaction des matières fondues avec le carbone. Les métaux actifs forment des composés stoechiométriques avec le carbone :
4Al + 3C = Al4C3
Les métaux - les éléments d forment des composés de composition non stœchiométrique tels que des solutions solides : WC, ZnC, TiC - sont utilisés pour produire des aciers extra-durs.
2. Interaction des métaux avec l'eau.
Les métaux qui ont un potentiel plus négatif que le potentiel redox de l'eau réagissent avec l'eau.
Les métaux actifs réagissent plus activement avec l'eau, décomposant l'eau et libérant de l'hydrogène.
Na + 2H2O = H2 + 2NaOH
Les métaux moins actifs décomposent lentement l'eau et le processus est ralenti en raison de la formation de substances insolubles.
3. Interaction des métaux avec des solutions salines.
Cette réaction est possible si le métal réagissant est plus actif que celui du sel :
Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 V., = + 0,34 V.
Un métal avec un potentiel d'électrode standard plus négatif ou moins positif déplace un autre métal de la solution de son sel.
4. Interaction des métaux avec des solutions alcalines.
Les métaux qui produisent des hydroxydes amphotères ou qui ont des états d'oxydation élevés en présence d'agents oxydants puissants peuvent réagir avec les alcalis. Lorsque les métaux interagissent avec des solutions alcalines, l’agent oxydant est l’eau.
Exemple:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oxydation
Zn 0 - agent réducteur
1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - réduction
H 2 O - agent oxydant
Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2
Les métaux avec des états d'oxydation élevés peuvent interagir avec les alcalis pendant la fusion :
4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Interaction des métaux avec les acides.
Ce sont des réactions complexes ; les produits de réaction dépendent de l’activité du métal, du type et de la concentration de l’acide ainsi que de la température.
En fonction de l'activité, les métaux sont classiquement divisés en activités actives, moyennes et faibles.
Les acides sont classiquement divisés en 2 groupes :
Groupe I - acides à faible pouvoir oxydant : HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (dilué), H 3 PO 4, H 2 S, l'agent oxydant ici est H +. Lors de l'interaction avec les métaux, de l'oxygène (H 2 ) est libéré. Les métaux avec un potentiel d'électrode négatif réagissent avec les acides du premier groupe.
Groupe II - acides à haut pouvoir oxydant : H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (dilué), HNO 3 (conc.). Dans ces acides, les agents oxydants sont les anions acides : . Les produits de réduction anionique peuvent être très divers et dépendent de l’activité du métal.
H 2 S - avec des métaux actifs
H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - avec des métaux d'activité moyenne
SO 2 - avec des métaux peu actifs
NH 3 (NH 4 NO 3) - avec des métaux actifs
HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - avec des métaux d'activité moyenne
NON - avec des métaux peu actifs
HNO 3 (conc.) - NO 2 - avec des métaux de toute activité.
Si les métaux ont une valence variable, alors avec les acides du groupe I, les métaux acquièrent un état d'oxydation positif inférieur : Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Lors de l'interaction avec les acides du groupe II, l'état d'oxydation est +3 : Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, et l'hydrogène n'est jamais libéré.
Certains métaux (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, etc.) dans les solutions d'acides forts, lorsqu'ils sont oxydés, se couvrent d'un film d'oxyde dense, qui protège le métal d'une dissolution ultérieure (passivation), mais lorsqu'il est chauffé, l'oxyde le film se dissout et la réaction se poursuit.
Les métaux légèrement solubles avec un potentiel d'électrode positif peuvent se dissoudre dans les acides du groupe I en présence d'agents oxydants puissants.
Propriétés réparatrices- ce sont les principales propriétés chimiques caractéristiques de tous les métaux. Ils se manifestent en interaction avec une grande variété d’agents oxydants, notamment des agents oxydants issus de l’environnement. De manière générale, l'interaction d'un métal avec des agents oxydants peut être exprimée par le schéma suivant :
Moi + Agent oxydant" Moi(+X),
Où (+X) est l’état d’oxydation positif de Me.
Exemples d'oxydation des métaux.
Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3
Ti + Je 2 → Ti(+4) Ti + 2Je 2 = TiJe 4
Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2
Série d'activités sur le métal
Les propriétés réductrices des métaux diffèrent les unes des autres. Les potentiels d'électrode E sont utilisés comme caractéristique quantitative des propriétés de réduction des métaux.
Plus le métal est actif, plus son potentiel d'électrode standard E o est négatif.
Les métaux disposés en rangée à mesure que leur activité oxydante diminue forment une série d'activités.
Série d'activités sur le métal
| Moi | Li | K | Californie | N / A | Mg | Al | Mn | Zn | Cr | Fe | Ni | Sn | Pb | H2 | Cu | Ag | Au |
| Moi z+ | Li+ | K+ | Ca2+ | Na+ | MG 2+ | Al 3+ | Mn 2+ | Zn2+ | Cr 3+ | Fe 2+ | Ni 2+ | Sn 2+ | Pb 2+ | H+ | Cu 2+ | Ag+ | Au 3+ |
| Eo,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 |
La réduction d'un métal à partir d'une solution de son sel avec un autre métal ayant une activité réductrice plus élevée est appelée cémentation.. La cémentation est utilisée dans les technologies métallurgiques.
En particulier, le Cd est obtenu en le réduisant à partir d'une solution de son sel avec du zinc.
Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+
3.3. 1. Interaction des métaux avec l'oxygène
L'oxygène est un puissant agent oxydant. Il peut oxyder la grande majorité des métaux saufAuEtPt . Les métaux exposés à l'air entrent en contact avec l'oxygène. Par conséquent, lors de l'étude de la chimie des métaux, on fait toujours attention aux particularités de l'interaction du métal avec l'oxygène.
Tout le monde sait que le fer présent dans l'air humide se recouvre d'oxyde de fer hydraté par la rouille. Mais de nombreux métaux à l'état compact à des températures pas trop élevées présentent une résistance à l'oxydation, car ils forment de minces films protecteurs à leur surface. Ces films de produits d'oxydation empêchent l'agent oxydant d'entrer en contact avec le métal. Le phénomène de formation de couches protectrices à la surface d'un métal empêchant l'oxydation du métal est appelé passivation du métal.
Une augmentation de la température favorise l'oxydation des métaux avec l'oxygène. L'activité des métaux augmente à l'état finement broyé. La plupart des métaux sous forme de poudre brûlent dans l’oxygène.
s-métaux
Montrer la plus grande activité réductrices-les métaux. Les métaux Na, K, Rb Cs peuvent s'enflammer dans l'air et sont stockés dans des récipients scellés ou sous une couche de kérosène. Le Be et le Mg sont passivés à basse température dans l'air. Mais une fois allumée, la bande de Mg brûle avec une flamme aveuglante.
Les métauxIILes sous-groupes A et Li, lorsqu'ils interagissent avec l'oxygène, forment des oxydes.
2Ca + O2 = 2CaO
4 Li + O 2 = 2 Li 2 O
Métaux alcalins, à l'exceptionLi, lorsqu'ils interagissent avec l'oxygène, ils ne forment pas des oxydes, mais des peroxydesMoi 2 Ô 2 et superoxydesMeO 2 .
2Na + O 2 = Na 2 O 2
K + O 2 = KO 2
métaux p
Les métaux appartenant àp- le bloc est passivé à l'air.
En brûlant dans l'oxygène
- les métaux du sous-groupe IIIA forment des oxydes du type Moi 2 O 3,
- Sn est oxydé en SnO 2 , et Pb - jusqu'à PbO
- Bi va à Bi2O3.
d-métaux
Tousd-période 4 les métaux sont oxydés par l'oxygène. Sc, Mn, Fe sont les plus facilement oxydés. Les Ti, V, Cr sont particulièrement résistants à la corrosion.
Lorsqu'il est brûlé dans l'oxygène de toutd
Lorsqu'il est brûlé dans l'oxygène de toutd-des éléments de période 4, seuls le scandium, le titane et le vanadium forment des oxydes dans lesquels Me est dans l'état d'oxydation le plus élevé, égal au numéro de groupe. Les métaux 4 d de la période restante, lorsqu'ils sont brûlés dans l'oxygène, forment des oxydes dans lesquels Me se trouve dans des états d'oxydation intermédiaires mais stables.
Types d'oxydes formés par les métaux d de la période 4 lors de la combustion dans l'oxygène :
- MeO former Zn, Cu, Ni, Co. (à T>1000°C Cu forme Cu 2 O),
- Moi 2 O 3, forment Cr, Fe et Sc,
- MeO 2 - Mn et Ti,
- V forme un oxyde supérieur - V 2 Ô 5 .
Lorsqu'il est brûlé dans l'oxygèned-les métaux des périodes 5 et 6 forment généralement des oxydes supérieurs, les exceptions sont les métaux Ag, Pd, Rh, Ru.
Types d'oxydes formés par les métaux d des périodes 5 et 6 lors de la combustion dans l'oxygène :
- Moi 2 O 3- forme Y, La ; Rh;
- MeO 2- Zr, Hf ; Ir :
- Moi 2 O 5- Nb, Ta ;
- MéO 3- Mo, W
- Moi 2 O 7- TC, Ré
- MeO 4 -Os
- MeO- Cd, Hg, Pd ;
- Moi 2 O-Ag;
Interaction des métaux avec les acides
Dans les solutions acides, le cation hydrogène est un agent oxydant. Le cation H+ peut oxyder les métaux dans la série d'activités jusqu'à l'hydrogène, c'est à dire. ayant des potentiels d'électrode négatifs.
De nombreux métaux, lorsqu'ils sont oxydés, se transforment en cations dans des solutions aqueuses acides.Moi z + .
Les anions d'un certain nombre d'acides sont capables de présenter des propriétés oxydantes plus fortes que H +. Ces agents oxydants comprennent les anions et les acides les plus courants H 2 DONC 4 EtHNO 3 .
Les anions NO 3 - présentent des propriétés oxydantes à n'importe quelle concentration en solution, mais les produits de réduction dépendent de la concentration de l'acide et de la nature du métal à oxyder.
Les anions SO 4 2- présentent des propriétés oxydantes uniquement dans le H 2 SO 4 concentré.
Produits de réduction des agents oxydants : H + , NO 3 - , DONC 4 2 -
2Н + + 2е - =H2
DONC 4
2-
à partir de H 2 SO 4 concentré DONC 4
2-
+ 2e -
+ 4
H +
=
DONC 2
+ 2
H 2
Ô
(la formation de S, H 2 S est également possible)
NO 3 - à partir de HNO 3 concentré NON 3 - + e -
+ 2H + =
NON 2 + H 2 O
NO 3 - de HNO 3 dilué NON 3 - + 3e -
+4H+=NON+2H2O
(la formation de N 2 O, N 2, NH 4 + est également possible)
Exemples de réactions entre métaux et acides
Zn + H 2 SO 4 (dilué) " ZnSO 4 + H 2
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
Produits d'oxydation des métaux dans des solutions acides
Les métaux alcalins forment un cation de type Me +, les métaux s du deuxième groupe forment des cations Moi 2+.
Lorsqu'ils sont dissous dans des acides, les métaux du bloc p forment les cations indiqués dans le tableau.
Les métaux Pb et Bi sont dissous uniquement dans l'acide nitrique.
| Moi | Al | Géorgie | Dans | Tl | Sn | Pb | Bi |
| Mez+ | Al 3+ | Ga 3+ | En 3+ | Tl+ | Sn 2+ | Pb 2+ | Bi 3+ |
| Eo,B | -1,68 | -0,55 | -0,34 | -0,34 | -0,14 | -0,13 | +0,317 |
Tous les d-métaux de 4 périodes, sauf Cu , peut être oxydé par des ionsH+ dans des solutions acides.
Types de cations formés par les métaux d de la période 4 :
- Moi 2+(forment des d-métaux allant de Mn à Cu)
- Moi 3+ ( forment Sc, Ti, V, Cr et Fe dans l'acide nitrique).
- Ti et V forment également des cations MéO 2+
Dans les solutions acides, H+ peut oxyder : Y, La, Cd.
Les éléments suivants peuvent se dissoudre dans HNO 3 : Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re se dissolvent dans du HNO 3 chaud.
Les éléments suivants se dissolvent dans H 2 SO 4 chaud : Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.
Métaux : Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sont généralement dissous dans un mélange de HNO 3 + HF.
Dans l'eau régale (un mélange de HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au et Os peuvent être difficilement dissous). La raison de la dissolution des métaux dans l'eau régale ou dans un mélange HNO 3 + HF est la formation de composés complexes.
Exemple. La dissolution de l'or dans l'eau régale devient possible grâce à la formation d'un complexe -
Au + HNO 3 + 4HCl = H + NON + 2H 2 O
Interaction des métaux avec l'eau
Les propriétés oxydantes de l’eau sont dues à H(+1).
2H 2 O + 2e -" N 2 + 2OH -
La concentration de H+ dans l’eau étant faible, ses propriétés oxydantes sont faibles. Les métaux peuvent se dissoudre dans l'eau 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. Touss-les métaux, à l'exceptionÊtre et Mg se dissout facilement dans l'eau.
2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 OH -
Na réagit vigoureusement avec l'eau, libérant de la chaleur. Le H2 libéré peut s'enflammer.
2H 2 +O 2 =2H 2 O
Le Mg se dissout uniquement dans l'eau bouillante, le Be est protégé de l'oxydation par un oxyde inerte et insoluble
Les métaux du bloc P sont des agents réducteurs moins puissants ques.
Parmi les métaux p, l'activité réductrice est plus élevée dans les métaux du sous-groupe IIIA, Sn et Pb sont des agents réducteurs faibles, Bi a Eo > 0.
Les métaux p ne se dissolvent pas dans l’eau dans des conditions normales. Lorsque l'oxyde protecteur est dissous de la surface dans des solutions alcalines avec de l'eau, Al, Ga et Sn sont oxydés.
Parmi les métaux D, ils sont oxydés par l'eau lorsque Sc et Mn, La, Y sont chauffés, le fer réagit avec la vapeur d'eau.
Interaction des métaux avec des solutions alcalines
Dans les solutions alcalines, l'eau agit comme un agent oxydant..
2H 2 O + 2e - =H 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)
Les propriétés oxydantes de l'eau diminuent avec l'augmentation du pH, en raison d'une diminution de la concentration en H+. Néanmoins, certains métaux qui ne se dissolvent pas dans l'eau se dissolvent dans les solutions alcalines, par exemple, Al, Zn et quelques autres. La principale raison de la dissolution de ces métaux dans les solutions alcalines est que les oxydes et hydroxydes de ces métaux présentent une amphotéricité et se dissolvent dans les alcalis, éliminant ainsi la barrière entre l'agent oxydant et l'agent réducteur.
Exemple. Dissolution d'Al dans une solution de NaOH.
2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2
Objectif du travail : se familiariser pratiquement avec les propriétés chimiques caractéristiques des métaux de diverses activités et de leurs composés ; étudier les caractéristiques des métaux aux propriétés amphotères. Les réactions redox sont égalisées à l'aide de la méthode de la balance électron-ion.
Partie théorique
Propriétés physiques des métaux. Dans des conditions normales, tous les métaux, à l'exception du mercure, sont des substances solides dont le degré de dureté diffère fortement. Les métaux, conducteurs du premier type, ont une conductivité électrique et thermique élevée. Ces propriétés sont associées à la structure du réseau cristallin, dans les nœuds duquel se trouvent des ions métalliques, entre lesquels se déplacent des électrons libres. Le transfert d’électricité et de chaleur se produit grâce au mouvement de ces électrons.
Propriétés chimiques des métaux . Tous les métaux sont des agents réducteurs, c'est-à-dire Lors des réactions chimiques, ils perdent des électrons et deviennent des ions chargés positivement. En conséquence, la plupart des métaux réagissent avec des agents oxydants typiques, tels que l’oxygène, pour former des oxydes qui, dans la plupart des cas, recouvrent la surface des métaux d’une couche dense.
Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2
Mg-2=Mg +2
À PROPOS 2
+4
=2О -2
L'activité réductrice des métaux dans les solutions dépend de la position du métal dans la série de tensions ou de la valeur du potentiel d'électrode du métal (tableau). Plus le potentiel d'électrode d'un métal donné est bas, plus l'agent réducteur est actif. est. Tous les métaux peuvent être divisés en 3 groupes :
Métaux actifs – du début de la série de contraintes (c'est-à-dire de Li) à Mg ;
Métaux d’activité intermédiaire de Mg à H ;
Métaux peu actifs – de H jusqu’à la fin de la série de tension (vers Au).
Les métaux du groupe 1 interagissent avec l'eau (cela comprend principalement les métaux alcalins et alcalino-terreux) ; Les produits de réaction sont des hydroxydes des métaux correspondants et de l'hydrogène, par exemple :
2К°+2Н 2 O=2KOH+H 2 À PROPOS
K°-
=K +
| 2
2H +
+2
=N 2
0
| 1
Interaction des métaux avec les acides
Tous les acides sans oxygène (HCl chlorhydrique, HBr hydrobromique, etc.), ainsi que certains acides contenant de l'oxygène (acide sulfurique dilué H 2 SO 4, acide phosphorique H 3 PO 4, acide acétique CH 3 COOH, etc.) réagissent avec les métaux des groupes 1 et 2 se trouvant dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène. Dans ce cas, le sel correspondant se forme et de l'hydrogène est libéré :
Zn+ H 2 DONC 4 = ZnSO 4 + H 2
Zn 0
-2
=
Zn 2+
| 1
2H +
+2
=N 2
° | 1
L'acide sulfurique concentré oxyde les métaux des groupes 1, 2 et partiellement 3 (jusqu'à Ag inclus) tout en étant réduit en SO 2 - un gaz incolore à l'odeur âcre, du soufre libre précipité sous forme de précipité blanc ou de sulfure d'hydrogène H 2 S - un gaz avec une odeur d'œufs pourris Plus le métal est actif, plus le soufre est réduit, par exemple :
|
1
|
8
L'acide nitrique de toute concentration oxyde presque tous les métaux, entraînant la formation de nitrate du métal correspondant, d'eau et du produit de réduction N +5 (NO 2 - gaz brun avec une odeur âcre, NO - gaz incolore avec une odeur âcre, N 2 O - gaz à odeur narcotique, N 2 est un gaz inodore, NH 4 NO 3 est une solution incolore). Plus le métal est actif et plus l’acide est dilué, plus l’azote est réduit en acide nitrique.
Réagir avec les alcalis amphotère les métaux appartenant principalement au groupe 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb...). La réaction se déroule par fusion de métaux avec des alcalis :
Pb+2 NaOH= N / A 2 PbO 2 +H 2
Pb 0
-2
=
Pb 2+
| 1
2H +
+2
=N 2
° | 1
ou lors de l'interaction avec une solution alcaline forte :
Être + 2NaOH + 2H 2 À PROPOS = N / A 2 +H 2
Be°-2
=Être +2
| 1
Les métaux amphotères forment des oxydes amphotères et, par conséquent, des hydroxydes amphotères (réagissant avec des acides et des alcalis pour former des sels et de l'eau), par exemple :
ou sous forme ionique :
ou sous forme ionique :
Partie pratique
Expérience n°1.Interaction des métaux avec l'eau .
Prenez un petit morceau de métal alcalin ou alcalino-terreux (sodium, potassium, lithium, calcium) stocké dans un pot de kérosène, séchez-le soigneusement avec du papier filtre et ajoutez-le dans une tasse en porcelaine remplie d'eau. A la fin de l'expérience, ajoutez quelques gouttes de phénolphtaléine et déterminez le milieu de la solution obtenue.
Lorsque le magnésium réagit avec l'eau, chauffez le tube de réaction pendant un certain temps sur une lampe à alcool.
Expérience n°2.Interaction des métaux avec des acides dilués .
Versez 20 à 25 gouttes d'une solution 2N d'acides chlorhydrique, sulfurique et nitrique dans trois tubes à essai. Déposez des métaux sous forme de fils, de morceaux ou de copeaux dans chaque tube à essai. Observez les phénomènes qui se produisent. Chauffez les tubes à essai dans lesquels rien ne se passe dans une lampe à alcool jusqu'à ce que la réaction commence. Reniflez soigneusement le tube à essai contenant de l'acide nitrique pour déterminer le gaz libéré.
Expérience n°3.Interaction des métaux avec des acides concentrés .
Versez 20 à 25 gouttes d'acides nitrique et sulfurique concentrés (avec précaution !) dans deux tubes à essai, abaissez-y le métal et observez ce qui se passe. Si nécessaire, les tubes à essai peuvent être chauffés dans une lampe à alcool avant le début de la réaction. Pour déterminer les gaz libérés, reniflez soigneusement les tubes.
Expérience n°4.Interaction des métaux avec les alcalis .
Versez 20 à 30 gouttes d'une solution alcaline concentrée (KOH ou NaOH) dans un tube à essai et ajoutez le métal. Réchauffez légèrement le tube à essai. Observez ce qui se passe.
Expérience№5. Reçu et propriétés hydroxydes métalliques.
Versez 15 à 20 gouttes de sel du métal correspondant dans un tube à essai, ajoutez de l'alcali jusqu'à ce qu'un précipité se forme. Divisez les sédiments en deux parties. Versez une solution d'acide chlorhydrique dans une partie et une solution alcaline dans l'autre. Notez les observations, écrivez les équations sous forme moléculaire, ionique complète et ionique courte, et tirez des conclusions sur la nature de l'hydroxyde obtenu.
Conception des travaux et conclusions
Écrivez des équations d'équilibre électron-ion pour les réactions redox, écrivez des réactions d'échange d'ions sous des formes moléculaires et ion-moléculaires.
Dans vos conclusions, écrivez à quel groupe d'activités (1, 2 ou 3) appartient le métal que vous avez étudié et quelles propriétés - basiques ou amphotères - son hydroxyde présente. Justifiez vos conclusions.
Travail de laboratoire n°11
1. Les métaux réagissent avec les non-métaux.
2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n
4Li + O2 = 2Li2O
Les métaux alcalins, à l'exception du lithium, forment des peroxydes :
2Na + O 2 = Na 2 O 2
2. Les métaux précédant l'hydrogène réagissent avec les acides (à l'exception des acides nitrique et sulfurique) pour libérer de l'hydrogène.
Moi + HCl → sel + H2
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2
3. Les métaux actifs réagissent avec l'eau pour former un alcali et libérer de l'hydrogène.
2Moi+ 2n H 2 O → 2Me(OH)n+ n H2
Le produit de l’oxydation du métal est son hydroxyde – Me(OH) n (où n est l’état d’oxydation du métal).
Par exemple:
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
4. Les métaux d'activité moyenne réagissent avec l'eau lorsqu'ils sont chauffés pour former de l'oxyde métallique et de l'hydrogène.
2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2
Le produit d'oxydation dans de telles réactions est l'oxyde métallique Me 2 O n (où n est l'état d'oxydation du métal).
3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2
5. Les métaux après l'hydrogène ne réagissent pas avec l'eau et les solutions acides (sauf pour les concentrations nitriques et soufrées)
6. Les métaux les plus actifs déplacent les métaux les moins actifs des solutions de leurs sels.
CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu
CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu
Les métaux actifs - le zinc et le fer - ont remplacé le cuivre dans le sulfate et formé des sels. Le zinc et le fer ont été oxydés et le cuivre a été réduit.
7. Les halogènes réagissent avec l'eau et les solutions alcalines.
Le fluor, contrairement aux autres halogènes, oxyde l'eau :
2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .
à froid : Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O du chlorure et de l'hypochlorite se forment
lorsqu'il est chauffé : 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O du lorure et du chlorate se forment
8 Les halogènes actifs (sauf le fluor) déplacent les halogènes moins actifs des solutions de leurs sels.
9. Les halogènes ne réagissent pas avec l'oxygène.
10. Les métaux amphotères (Al, Be, Zn) réagissent avec des solutions d'alcalis et d'acides.
3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O
11. Le magnésium réagit avec le dioxyde de carbone et l'oxyde de silicium.
2Mg + CO2 = C + 2MgO
SiO2+2Mg=Si+2MgO
12. Les métaux alcalins (sauf le lithium) forment des peroxydes avec l'oxygène.
2Na + O 2 = Na 2 O 2
3. Classification des composés inorganiques
Substances simples – les substances dont les molécules sont constituées d'atomes du même type (atomes du même élément). Lors de réactions chimiques, ils ne peuvent pas se décomposer pour former d'autres substances.
Substances complexes (ou composés chimiques) sont des substances dont les molécules sont constituées d'atomes de différents types (atomes de différents éléments chimiques). Lors de réactions chimiques, ils se décomposent pour former plusieurs autres substances.
Les substances simples sont divisées en deux grands groupes : les métaux et les non-métaux.
Les métaux – un groupe d'éléments aux propriétés métalliques caractéristiques : les solides (à l'exception du mercure) ont un éclat métallique, sont de bons conducteurs de chaleur et d'électricité, malléables (fer (Fe), cuivre (Cu), aluminium (Al), mercure ( Hg), or (Au), argent (Ag), etc.).
Non-métaux – un groupe d'éléments : substances solides, liquides (brome) et gazeuses qui n'ont pas d'éclat métallique, sont isolantes et fragiles.
Et les substances complexes, à leur tour, sont divisées en quatre groupes, ou classes : oxydes, bases, acides et sels.
Oxydes - ce sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'oxygène et une autre substance.
Les raisons - ce sont des substances complexes dans lesquelles des atomes métalliques sont reliés à un ou plusieurs groupes hydroxyle.
Du point de vue de la théorie de la dissociation électrolytique, les bases sont des substances complexes dont la dissociation en solution aqueuse produit des cations métalliques (ou NH4+) et des anions hydroxydes OH-.
Acides - ce sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés ou échangés contre des atomes métalliques.
Sels - ce sont des substances complexes dont les molécules sont constituées d'atomes métalliques et de résidus acides. Un sel est le produit du remplacement partiel ou complet des atomes d’hydrogène d’un acide par un métal.
Les métaux varient considérablement dans leur activité chimique. L'activité chimique d'un métal peut être jugée approximativement par sa position dans.
Les métaux les plus actifs sont situés au début de cette rangée (à gauche), les moins actifs sont à la fin (à droite).
Réactions avec des substances simples. Les métaux réagissent avec les non-métaux pour former des composés binaires. Les conditions de réaction, et parfois leurs produits, varient considérablement selon les métaux.
Par exemple, les métaux alcalins réagissent activement avec l'oxygène (y compris dans l'air) à température ambiante pour former des oxydes et des peroxydes.
4Li + O2 = 2Li2O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2
Les métaux d'activité moyenne réagissent avec l'oxygène lorsqu'ils sont chauffés. Dans ce cas, des oxydes se forment :
2Mg + O2 = t2MgO.
Les métaux peu actifs (par exemple l'or, le platine) ne réagissent pas avec l'oxygène et ne changent donc pratiquement pas leur éclat dans l'air.
La plupart des métaux, lorsqu'ils sont chauffés avec de la poudre de soufre, forment les sulfures correspondants :
Réactions avec des substances complexes. Les composés de toutes classes réagissent avec les métaux - oxydes (y compris l'eau), acides, bases et sels.
Les métaux actifs réagissent violemment avec l'eau à température ambiante :
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.
La surface des métaux tels que le magnésium et l'aluminium est protégée par un film dense de l'oxyde correspondant. Cela empêche la réaction de se produire avec l’eau. Cependant, si ce film est retiré ou si son intégrité est perturbée, ces métaux réagissent également activement. Par exemple, le magnésium en poudre réagit avec l’eau chaude :
Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.
A des températures élevées, des métaux moins actifs réagissent également avec l'eau : Zn, Fe, Mil, etc. Dans ce cas, les oxydes correspondants se forment. Par exemple, lors du passage de vapeur d'eau sur de la limaille de fer chaude, la réaction suivante se produit :
3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.
Les métaux de la série d'activités jusqu'à l'hydrogène réagissent avec les acides (sauf HNO 3) pour former des sels et de l'hydrogène. Les métaux actifs (K, Na, Ca, Mg) réagissent très violemment (à grande vitesse) avec les solutions acides :
Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Les métaux peu actifs sont souvent pratiquement insolubles dans les acides. Cela est dû à la formation d’un film de sel insoluble à leur surface. Par exemple, le plomb, qui est dans la série d'activités avant l'hydrogène, est pratiquement insoluble dans les acides sulfurique et chlorhydrique dilués en raison de la formation d'un film de sels insolubles (PbSO 4 et PbCl 2) à sa surface.
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