EntréePropriétés physiques et chimiques générales des métaux. Métaux : caractéristiques générales des métaux et alliages
PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DES MÉTAUX
Selon leurs propriétés chimiques, les métaux sont divisés en :1 )Actif (métaux alcalins et alcalino-terreux, Mg, Al, Zn, etc.)
2) Métauxactivité moyenne (Fe, Cr, Mn, etc.) ;
3 )Faible actif (Cu, Ag)
4) Métaux nobles – Au, Pt, Pd, etc.
Dans les réactions, il n'y a que des agents réducteurs. Les atomes métalliques abandonnent facilement les électrons de la couche électronique externe (et certains de la couche externe), se transformant en ions positifs. États d'oxydation possibles du Me Le plus bas 0,+1,+2,+3 Le plus élevé +4,+5,+6,+7,+8
1. INTERACTION AVEC LES NON-MÉTAUX
1. AVEC HYDROGÈNE
Les métaux des groupes IA et IIA réagissent lorsqu'ils sont chauffés, à l'exception du béryllium. Des substances solides instables, des hydrures se forment, les autres métaux ne réagissent pas.
2K + H₂ = 2KH (hydrure de potassium)
Ca + H₂ = CaH₂
2. AVEC OXYGÈNE
Tous les métaux réagissent sauf l'or et le platine. La réaction avec l'argent se produit à des températures élevées, mais l'oxyde d'argent (II) ne se forme pratiquement pas car il est thermiquement instable. Les métaux alcalins forment dans des conditions normales des oxydes, des peroxydes, des superoxydes (lithium - oxyde, sodium - peroxyde, potassium, césium, rubidium - superoxyde
4Li + O2 = 2Li2O (oxyde)
2Na + O2 = Na2O2 (peroxyde)
K+O2=KO2 (superoxyde)
Les métaux restants des sous-groupes principaux forment dans des conditions normales des oxydes avec un état d'oxydation égal au numéro de groupe 2Ca+O2=2CaO
2Ca+O2=2CaO
Les métaux des sous-groupes secondaires forment des oxydes dans des conditions normales et lorsqu'ils sont chauffés, des oxydes de divers degrés d'oxydation et du fer - échelle de fer Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (rouge) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (noir) ;
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
3. AVEC HALOGÈNE
halogénures (fluorures, chlorures, bromures, iodures). Les substances alcalines s'enflamment dans des conditions normales avec F, Cl, Br :
2Na + Cl2 = 2NaCl (chlorure)
Les alcalino-terreux et l'aluminium réagissent dans des conditions normales :
AVECune+Cl2=AVECaCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Métaux des sous-groupes secondaires à températures élevées
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 chlorure ferrique (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(il n'y a pas d'iodure de cuivre (+2) !)
4. INTERACTION AVEC LE SOUFRE
lorsqu'il est chauffé, même avec des métaux alcalins, avec du mercure dans des conditions normales. Tous les métaux réagissent sauf l'or et le platine
Avecgris – sulfures: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfure)
AVECune+S=AVECcomme(sulfure) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (noir)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERACTION AVEC LE PHOSPHORE ET L'AZOTE
se produit lorsqu'il est chauffé (exception : lithium avec azote dans des conditions normales) :
avec phosphore – phosphures : 3Californie + 2 P.=Ca3P.2,
Avec azote - nitrures 6Li + N2 = 3Li2N (nitrure de lithium) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitrure de magnésium) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. INTERACTION AVEC LE CARBONE ET LE SILICIUM
se produit lorsqu'il est chauffé :
Les carbures se forment avec le carbone, seuls les métaux les plus actifs réagissent avec le carbone. A partir des métaux alcalins, les carbures forment du lithium et du sodium ; le potassium, le rubidium, le césium n'interagissent pas avec le carbone :
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Les métaux - les éléments d forment des composés de composition non stœchiométrique avec le carbone, tels que des solutions solides : WC, ZnC, TiC - sont utilisés pour produire des aciers extra-durs.
avec silicium – siliciures : 4Cs + Si = Cs4Si,
7. INTERACTION DES MÉTAUX AVEC L'EAU :
Les métaux qui précèdent l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques réagissent avec l'eau. Les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec l'eau sans chauffage, formant des hydroxydes solubles (alcalis) et de l'hydrogène, de l'aluminium (après destruction du film d'oxyde - amalgiation), du magnésium lorsqu'il est chauffé, formant des bases insolubles et de l'hydrogène.
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
AVECa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
D'autres métaux réagissent avec l'eau uniquement à chaud, formant des oxydes (fer - échelle de fer)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 AVEC OXYGÈNE ET EAU
Dans l’air, le fer et le chrome s’oxydent facilement en présence d’humidité (rouille)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. INTERACTION DES MÉTAUX AVEC LES OXYDES
Les métaux (Al, Mg, Ca), réduisent les non-métaux ou les métaux moins actifs de leurs oxydes à haute température → métaux et oxydes non métalliques ou peu actifs (thermie de calcium, thermie de magnésium, aluminothermie)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (thermite) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CO2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
10. AVEC DES OXYDES
Les métaux fer et chrome réagissent avec les oxydes, réduisant ainsi l'état d'oxydation
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. INTERACTION DES MÉTAUX AVEC LES ALCALI
Seuls les métaux dont les oxydes et hydroxydes ont des propriétés amphotères interagissent avec les alcalis (Zn, Al, Cr(III), Fe(III), etc. FUSION → sel métallique + hydrogène.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (zinate de sodium)
2Al + 2(NaOHH2O) = 2NaAlO2 + 3H2
SOLUTION → sel métallique complexe + hydrogène.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (tétrahydroxyzincate de sodium) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. INTERACTION AVEC LES ACIDES (SAUF HNO3 et H2SO4 (conc.)
Les métaux qui se trouvent à gauche de l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques des métaux le déplacent des acides dilués → sel et hydrogène
Souviens-toi! L'acide nitrique ne libère jamais d'hydrogène lorsqu'il interagit avec des métaux.
Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl₃ + H2
13. RÉACTIONS AVEC LE SEL
Les métaux actifs déplacent les métaux moins actifs des sels. Récupération à partir de solutions :
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
FeSO4 + Cu =RÉACTIONSNON
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 +AVECtoi
Récupération de métaux à partir de sels fondus
3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Les métaux du groupe B réagissent avec les sels, abaissant l'état d'oxydation
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
Propriétés chimiques caractéristiques des substances simples - métaux
La plupart des éléments chimiques sont classés comme métaux – 92 des 114 éléments connus. Les métaux- ce sont des éléments chimiques dont les atomes cèdent des électrons de la couche électronique externe (et certains de la couche externe), se transformant en ions positifs. Cette propriété des atomes métalliques est déterminée par qu'ils ont des rayons relativement grands et un petit nombre d'électrons(principalement 1 à 3 sur la couche externe). Les seules exceptions sont 6 métaux : les atomes de germanium, d'étain et de plomb sur la couche externe ont 4 électrons, les atomes d'antimoine et de bismuth - 5, les atomes de polonium - 6. Pour les atomes métalliques caractérisé par de petites valeurs d'électronégativité(de 0,7 à 1,9) et exclusivement propriétés réparatrices, c'est-à-dire la capacité de donner des électrons. Dans le tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev, les métaux sont situés en dessous de la diagonale bore-astatine, ainsi qu'au-dessus de celle-ci, en sous-groupes secondaires. Dans les périodes et les sous-groupes principaux, il existe des modèles connus de changements dans les propriétés métalliques, et donc réductrices, des atomes des éléments.
Éléments chimiques situés à proximité de la diagonale bore-astate (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, etc.) avoir des propriétés doubles: dans certains de leurs composés, ils se comportent comme des métaux, dans d'autres ils présentent les propriétés de non-métaux. Dans les sous-groupes secondaires, les propriétés réductrices des métaux diminuent le plus souvent avec l'augmentation du numéro atomique.
Comparez l'activité des métaux du groupe I du sous-groupe secondaire que vous connaissez : Cu, Ag, Au ; Groupe II du sous-groupe secondaire : Zn, Cd, Hg - et vous le constaterez par vous-même. Cela peut s'expliquer par le fait que la force de la liaison entre les électrons de valence et le noyau des atomes de ces métaux est largement influencée par la valeur de la charge nucléaire, et non par le rayon de l'atome. La charge nucléaire augmente considérablement et l'attraction des électrons vers le noyau augmente. Dans ce cas, bien que le rayon atomique augmente, il n'est pas aussi important que pour les métaux des sous-groupes principaux.
Les substances simples formées d'éléments chimiques - les métaux et les substances complexes contenant des métaux - jouent un rôle vital dans la « vie » minérale et organique de la Terre. Il suffit de rappeler que les atomes (ions) d'éléments métalliques font partie intégrante des composés qui déterminent le métabolisme dans le corps des humains et des animaux. Par exemple, 76 éléments se trouvent dans le sang humain, et seulement 14 d’entre eux ne sont pas des métaux.
Dans le corps humain, certains éléments métalliques (calcium, potassium, sodium, magnésium) sont présents en grande quantité, c'est à dire qu'il s'agit de macroéléments. Et les métaux comme le chrome, le manganèse, le fer, le cobalt, le cuivre, le zinc, le molybdène sont présents en petites quantités, c'est-à-dire ce sont des oligo-éléments. Si une personne pèse 70 kg, alors son corps contient (en grammes) : calcium - 1700, potassium - 250, sodium - 70, magnésium - 42, fer - 5, zinc - 3. Tous les métaux sont extrêmement importants, des problèmes de santé surviennent et avec leur déficience et avec leur excès.
Par exemple, les ions sodium régulent la teneur en eau du corps et la transmission de l’influx nerveux. Sa carence entraîne des maux de tête, une faiblesse, une mauvaise mémoire, une perte d'appétit et son excès entraîne une augmentation de la tension artérielle, de l'hypertension et des maladies cardiaques.
Substances simples - métaux
L'émergence de la civilisation (âge du bronze, âge du fer) est associée au développement de la production de métaux (substances simples) et d'alliages. La révolution scientifique et technologique qui a commencé il y a environ 100 ans et qui a touché à la fois l’industrie et la sphère sociale, est également étroitement liée à la production de métaux. À base de tungstène, de molybdène, de titane et d'autres métaux, ils ont commencé à créer des alliages réfractaires ultra-durs et résistants à la corrosion, dont l'utilisation a considérablement élargi les capacités de l'ingénierie mécanique. Dans les technologies nucléaires et spatiales, les alliages de tungstène et de rhénium sont utilisés pour fabriquer des pièces fonctionnant à des températures allant jusqu'à 3 000 °C ; En médecine, on utilise des instruments chirurgicaux en alliages de tantale et de platine et des céramiques uniques à base d'oxydes de titane et de zirconium.
Et, bien sûr, il ne faut pas oublier que la plupart des alliages utilisent le fer, un métal connu depuis longtemps, et que la base de nombreux alliages légers est constituée de métaux relativement «jeunes» - l'aluminium et le magnésium. Les matériaux composites sont devenus des supernovae, représentant, par exemple, des polymères ou des céramiques qui, à l'intérieur (comme le béton avec des barres de fer) sont renforcés avec des fibres métalliques de tungstène, de molybdène, d'acier et d'autres métaux et alliages - tout dépend de l'objectif fixé et du propriétés du matériau nécessaires pour y parvenir. La figure montre un diagramme du réseau cristallin du sodium métallique. Dans celui-ci, chaque atome de sodium est entouré de huit voisins. L’atome de sodium, comme tous les métaux, possède de nombreuses orbitales de valence vides et peu d’électrons de valence. Formule électronique de l'atome de sodium : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, où 3s, 3p, 3d - orbitales de valence.
Électron de valence unique de l'atome de sodium 3s 1 peut occuper n'importe laquelle des neuf orbitales libres - 3s (une), 3p (trois) et 3d (cinq), car elles ne diffèrent pas beaucoup par leur niveau d'énergie. Lorsque les atomes se rapprochent, lorsqu'un réseau cristallin se forme, les orbitales de valence des atomes voisins se chevauchent, grâce à quoi les électrons se déplacent librement d'une orbitale à l'autre, établissant des liaisons entre tous les atomes du cristal métallique. Une telle liaison chimique est dite métallique.
Une liaison métallique est formée d'éléments dont les atomes de la couche externe ont peu d'électrons de valence par rapport à un grand nombre d'orbitales externes énergétiquement proches. Leurs électrons de valence sont faiblement retenus dans l’atome. Les électrons qui assurent la communication sont socialisés et se déplacent à travers le réseau cristallin du métal généralement neutre. Les substances ayant une liaison métallique sont caractérisées par des réseaux cristallins métalliques, qui sont généralement représentés schématiquement comme le montre la figure. Les cations et les atomes métalliques situés sur les sites du réseau cristallin assurent sa stabilité et sa force (les électrons socialisés sont représentés par de petites boules noires).
Connexion métallique- il s'agit d'une liaison dans les métaux et alliages entre atomes métalliques situés aux nœuds du réseau cristallin, réalisée par des électrons de valence partagés. Certains métaux cristallisent sous deux formes cristallines ou plus. Cette propriété des substances - d'exister sous plusieurs modifications cristallines - est appelée polymorphisme. Le polymorphisme des substances simples est appelé allotropie. Par exemple, le fer présente quatre modifications cristallines, chacune étant stable dans une certaine plage de température :
α - stable jusqu'à 768 °C, ferromagnétique ;
β - stable de 768 à 910 °C, non ferromagnétique, c'est-à-dire paramagnétique ;
γ - stable de 910 à 1390 °C, non ferromagnétique, c'est-à-dire paramagnétique ;
δ - stable de 1390 à 1539 °C (£° pl fer), non ferromagnétique.
L'étain a deux modifications cristallines :
α - stable en dessous de 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). C'est de l'étain gris. Il possède un réseau cristallin de type diamant (atomique) ;
β - stable au-dessus de 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). C'est de l'étain blanc.
L’étain blanc est un métal blanc argenté très mou. Lorsqu'il est refroidi en dessous de 13,2 °C, il se désagrège en poudre grise, car pendant la transition, son volume spécifique augmente considérablement. Ce phénomène a été appelé « la peste de l’étain ».
Bien entendu, un type particulier de liaison chimique et le type de réseau cristallin des métaux doivent déterminer et expliquer leurs propriétés physiques. Quels sont-ils? Il s'agit de l'éclat métallique, de la ductilité, d'une conductivité électrique et thermique élevée, d'une augmentation de la résistance électrique avec l'augmentation de la température, ainsi que de propriétés importantes telles que la densité, les points de fusion et d'ébullition élevés, la dureté et les propriétés magnétiques. Un effet mécanique sur un cristal avec un réseau cristallin métallique provoque un déplacement des couches d'atomes d'ions les unes par rapport aux autres (Fig. 17), et comme les électrons se déplacent dans le cristal, la rupture des liaisons ne se produit pas, les métaux sont donc caractérisés par une plus grande plasticité. Un effet similaire sur un solide avec des liaisons covalentes (un réseau cristallin atomique) conduit à la rupture des liaisons covalentes. La rupture des liaisons dans le réseau ionique conduit à une répulsion mutuelle des ions de même charge. Par conséquent, les substances possédant des réseaux cristallins atomiques et ioniques sont fragiles. Les métaux les plus ductiles sont Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Ils sont facilement étirés en fil, peuvent être forgés, pressés ou roulés en feuilles. Par exemple, une feuille d'or de 0,003 mm d'épaisseur peut être fabriquée à partir d'or, et un fil de 1 km de long peut être tiré à partir de 0,5 g de ce métal. Même le mercure, liquide à température ambiante, devient malléable à l’état solide à basse température, comme le plomb. Seuls Bi et Mn n'ont pas de plasticité, ils sont fragiles.
Pourquoi les métaux ont-ils une brillance caractéristique et sont-ils également opaques ?
Les électrons remplissant l'espace interatomique réfléchissent les rayons lumineux (plutôt que de les transmettre comme le verre), et la plupart des métaux diffusent également tous les rayons de la partie visible du spectre. Ils sont donc de couleur blanc argenté ou gris. Le strontium, l'or et le cuivre absorbent davantage les courtes longueurs d'onde (proches du violet) et réfléchissent les longues longueurs d'onde du spectre lumineux, et ont donc des couleurs jaune clair, jaune et « cuivre ». Même si dans la pratique, le métal ne nous apparaît pas toujours comme un « corps léger ». Premièrement, sa surface peut s’oxyder et perdre son éclat. Le cuivre natif apparaît donc comme une pierre verdâtre. Et deuxièmement, même le métal pur peut ne pas briller. De très fines feuilles d'argent et d'or ont un aspect complètement inattendu : elles ont une couleur vert bleuâtre. Et les fines poudres métalliques apparaissent gris foncé, voire noires. L'argent, l'aluminium et le palladium ont la plus grande réflectivité. Ils sont utilisés dans la fabrication de miroirs, notamment de spots.
Pourquoi les métaux ont-ils une conductivité électrique élevée et conduisent-ils la chaleur ?
Les électrons se déplaçant de manière chaotique dans un métal, sous l'influence d'une tension électrique appliquée, acquièrent un mouvement directionnel, c'est-à-dire qu'ils conduisent le courant électrique. À mesure que la température du métal augmente, les amplitudes de vibration des atomes et des ions situés aux nœuds du réseau cristallin augmentent. Cela rend difficile le déplacement des électrons et la conductivité électrique du métal diminue. À basse température, au contraire, le mouvement oscillatoire est considérablement réduit et la conductivité électrique des métaux augmente fortement. Proches du zéro absolu, les métaux n’ont pratiquement aucune résistance ; la plupart des métaux présentent une supraconductivité.
Il convient de noter que les non-métaux qui ont une conductivité électrique (par exemple le graphite), à basse température, au contraire, ne conduisent pas le courant électrique en raison du manque d'électrons libres. Et ce n'est qu'avec l'augmentation de la température et la destruction de certaines liaisons covalentes que leur conductivité électrique commence à augmenter. L'argent, le cuivre, ainsi que l'or et l'aluminium ont la conductivité électrique la plus élevée ; le manganèse, le plomb et le mercure ont la plus faible.
Le plus souvent, la conductivité thermique des métaux change selon le même schéma que la conductivité électrique. Cela est dû à la grande mobilité des électrons libres qui, entrant en collision avec des ions et des atomes vibrants, échangent de l'énergie avec eux. La température est égalisée dans toute la pièce de métal.
La résistance mécanique, la densité, le point de fusion des métaux sont très différents. De plus, avec une augmentation du nombre d'électrons reliant les atomes d'ions et une diminution de la distance interatomique dans les cristaux, les indicateurs de ces propriétés augmentent.
Donc, métaux alcalins(Li, K, Na, Rb, Cs), dont les atomes ont un électron de valence, mou (coupé au couteau), de faible densité (le lithium est le métal le plus léger avec p = 0,53 g/cm 3) et fond à basse température (par exemple, le point de fusion du césium est de 29°C). Le seul métal liquide dans des conditions normales est le mercure, dont le point de fusion est de -38,9 °C. Le calcium, qui possède deux électrons au niveau d’énergie externe de ses atomes, est beaucoup plus dur et fond à une température plus élevée (842 °C). Le réseau cristallin formé par les ions scandium, qui possèdent trois électrons de valence, est encore plus durable. Mais les réseaux cristallins les plus solides, les densités et les températures de fusion élevées sont observés dans les métaux des sous-groupes secondaires V, VI, VII, VIII. Cela s'explique par le fait que les métaux des sous-groupes latéraux, qui ont des électrons de valence non appariés au sous-niveau d, sont caractérisés par la formation de liaisons covalentes très fortes entre les atomes, en plus de la liaison métallique, réalisée par les électrons du sous-groupe externe. couche des orbitales s.
Le métal le plus lourd- il s'agit de l'osmium (Os) avec p = 22,5 g/cm 3 (un composant d'alliages ultra-durs et résistants à l'usure), le métal le plus réfractaire est le tungstène W avec t = 3420°C (utilisé pour la fabrication de lampe à incandescence filaments), le métal le plus dur est - Il s'agit du chrome Cr (verre anti-rayures). Ils font partie des matériaux à partir desquels sont fabriqués les outils de coupe des métaux, les plaquettes de frein des machines lourdes… Les métaux interagissent de différentes manières avec le champ magnétique. Les métaux comme le fer, le cobalt, le nickel et le gadolinium se distinguent par leur capacité à être fortement magnétisés. On les appelle ferromagnétiques. La plupart des métaux (métaux alcalins et alcalino-terreux et une partie importante des métaux de transition) sont faiblement magnétisés et ne conservent pas cet état en dehors d'un champ magnétique - ils sont paramagnétiques. Les métaux expulsés par un champ magnétique sont diamagnétiques (cuivre, argent, or, bismuth).
Lors de l'examen de la structure électronique des métaux, nous avons divisé les métaux en métaux des sous-groupes principaux (éléments s et p) et en métaux des sous-groupes secondaires (éléments de transition d et f).
En technologie, il est d'usage de classer les métaux selon diverses propriétés physiques :
1. Densité - lumière (p< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Point de fusion - bas point de fusion et réfractaire.
Il existe des classifications des métaux en fonction de leurs propriétés chimiques. Les métaux à faible activité chimique sont appelés noble(argent, or, platine et ses analogues - osmium, iridium, ruthénium, palladium, rhodium). Sur la base de la similitude des propriétés chimiques, ils distinguent alcalin(métaux du sous-groupe principal du groupe I), Terre alcaline(calcium, strontium, baryum, radium), ainsi que métaux des terres rares(scandium, yttrium, lanthane et lanthanides, actinium et actinides).
Propriétés chimiques générales des métaux
Les atomes métalliques sont relativement faciles donner des électrons de valence et se transforment en ions chargés positivement, c'est-à-dire qu'ils sont oxydés. C'est la principale propriété commune des atomes et des substances simples - les métaux. Les métaux sont toujours des agents réducteurs dans les réactions chimiques. La capacité réductrice des atomes de substances simples - les métaux formés par des éléments chimiques d'une période ou d'un sous-groupe principal du tableau périodique de D. I. Mendeleïev - change naturellement.
L'activité de réduction d'un métal dans les réactions chimiques qui se produisent dans des solutions aqueuses se reflète par sa position dans la série de tensions électrochimiques des métaux.
Sur la base de cette série de tensions, les conclusions importantes suivantes peuvent être tirées sur l'activité chimique des métaux dans les réactions se produisant dans des solutions aqueuses dans des conditions standard (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Plus un métal se trouve à gauche dans cette rangée, plus il est un agent réducteur puissant.
· Chaque métal est capable de déplacer (réduire) des sels en solution les métaux qui se trouvent après lui dans la série de contraintes (à droite).
· Les métaux situés dans la série de tension à gauche de l'hydrogène sont capables de le déplacer des acides en solution
· Les métaux qui sont les agents réducteurs les plus puissants (alcalis et alcalino-terreux) réagissent principalement avec l'eau dans toute solution aqueuse.
L'activité réductrice d'un métal, déterminée à partir de la série électrochimique, ne correspond pas toujours à sa position dans le tableau périodique. Cela s'explique par le fait que lors de la détermination de la position d'un métal dans une série de contraintes, non seulement l'énergie d'abstraction électronique des atomes individuels est prise en compte, mais également l'énergie dépensée pour détruire le réseau cristallin. comme l'énergie libérée lors de l'hydratation des ions. Par exemple, le lithium est plus actif dans les solutions aqueuses que le sodium (bien que Na soit un métal plus actif par position dans le tableau périodique). Le fait est que l'énergie d'hydratation des ions Li + est bien supérieure à l'énergie d'hydratation de Na +, le premier processus est donc énergétiquement plus favorable. Après avoir examiné les dispositions générales caractérisant les propriétés réductrices des métaux, passons aux réactions chimiques spécifiques.
Interaction des métaux avec les non-métaux
· La plupart des métaux forment des oxydes avec l'oxygène- basique et amphotère. Les oxydes de métaux de transition acides, tels que l'oxyde de chrome (VI) CrOg ou l'oxyde de manganèse (VII) Mn 2 O 7, ne sont pas formés par oxydation directe du métal avec de l'oxygène. Ils sont obtenus indirectement.
Les métaux alcalins Na, K réagissent activement avec l'oxygène de l'air, formant des peroxydes :
L'oxyde de sodium est obtenu indirectement par calcination de peroxydes avec les métaux correspondants :
Le lithium et les métaux alcalino-terreux réagissent avec l’oxygène de l’air pour former des oxydes basiques :
D'autres métaux, à l'exception de l'or et du platine, qui ne sont pas du tout oxydés par l'oxygène atmosphérique, interagissent avec lui moins activement ou lorsqu'ils sont chauffés :
· Avec les halogènes, les métaux forment des sels d'acides halohydriques, Par exemple:
· Les métaux les plus actifs forment des hydrures avec l'hydrogène- les substances ioniques de type sel dans lesquelles l'hydrogène a un état d'oxydation de -1, par exemple :
De nombreux métaux de transition forment des hydrures d'un type spécial avec l'hydrogène - c'est comme si l'hydrogène était dissous ou introduit dans le réseau cristallin des métaux entre atomes et ions, tandis que le métal conserve son aspect, mais augmente de volume. L’hydrogène absorbé se trouve dans le métal, apparemment sous forme atomique.
Il existe également des hydrures métalliques intermédiaires.
· Les métaux gris forment des sels - sulfures, Par exemple:
· Les métaux réagissent un peu plus difficilement avec l'azote, car la liaison chimique dans la molécule d'azote N2 est très forte ; Dans ce cas, des nitrures se forment. Aux températures ordinaires, seul le lithium réagit avec l'azote :
Interaction des métaux avec des substances complexes
· Avec de l'eau. Dans des conditions normales, les métaux alcalins et alcalino-terreux déplacent l'hydrogène de l'eau et forment des bases solubles - des alcalis, par exemple :
D'autres métaux qui se trouvent dans la série de tension avant l'hydrogène peuvent également, sous certaines conditions, déplacer l'hydrogène de l'eau. Mais l'aluminium ne réagit violemment avec l'eau que si le film d'oxyde est retiré de sa surface :
Le magnésium ne réagit avec l'eau que lorsqu'il est bouilli, et de l'hydrogène est également libéré :
Si du magnésium brûlant est ajouté à l'eau, la combustion continue car la réaction se produit :
Le fer ne réagit avec l’eau que lorsqu’elle est chaude :
· Avec des acides en solution (HCl, H 2 DONC 4 ),CH 3 COOH et autres, sauf HNO 3 ) les métaux qui sont dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène interagissent. Cela produit du sel et de l'hydrogène.
Mais le plomb (et certains autres métaux), malgré sa position dans la série de tensions (à gauche de l'hydrogène), est presque insoluble dans l'acide sulfurique dilué, car le sulfate de plomb PbSO 4 résultant est insoluble et crée un film protecteur sur la surface métallique. .
· Avec des sels de métaux moins actifs en solution. À la suite de cette réaction, un sel d'un métal plus actif se forme et un métal moins actif est libéré sous forme libre.
Il ne faut pas oublier que la réaction se produit dans les cas où le sel obtenu est soluble. Le déplacement des métaux de leurs composés par d'autres métaux a été étudié pour la première fois en détail par N. N. Beketov, un grand scientifique russe dans le domaine de la chimie physique. Il a disposé les métaux en fonction de leur activité chimique en une « série de déplacements », qui est devenue le prototype d'une série de contraintes métalliques.
· Avec des substances organiques. L'interaction avec les acides organiques est similaire aux réactions avec les acides minéraux. Les alcools peuvent présenter de faibles propriétés acides lorsqu'ils interagissent avec des métaux alcalins :
Le phénol réagit de la même manière :
Les métaux participent à des réactions avec les haloalcanes, qui sont utilisés pour obtenir des cycloalcanes inférieurs et pour des synthèses au cours desquelles le squelette carboné de la molécule devient plus complexe (réaction de A. Wurtz) :
· Les métaux dont les hydroxydes sont amphotères interagissent avec les alcalis en solution. Par exemple:
· Les métaux peuvent former entre eux des composés chimiques, collectivement appelés composés intermétalliques. Le plus souvent, ils ne présentent pas les états d'oxydation des atomes, caractéristiques des composés de métaux avec des non-métaux. Par exemple:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, etc.
Les composés intermétalliques n'ont généralement pas une composition constante, la liaison chimique qu'ils contiennent est principalement métallique. La formation de ces composés est plus typique pour les métaux des sous-groupes secondaires.
Métaux des principaux sous-groupes des groupes I-III du Tableau périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev
caractéristiques générales
Ce sont des métaux du sous-groupe principal du groupe I. Leurs atomes au niveau d’énergie externe ont chacun un électron. Métaux alcalins - agents réducteurs puissants. Leur pouvoir réducteur et leur activité chimique augmentent avec l’augmentation du numéro atomique de l’élément (c’est-à-dire de haut en bas dans le tableau périodique). Tous ont une conductivité électronique. La force de la liaison entre les atomes de métaux alcalins diminue avec l’augmentation du numéro atomique de l’élément. Leurs points de fusion et d'ébullition diminuent également. Les métaux alcalins réagissent avec de nombreuses substances simples - agents oxydants. En réagissant avec l'eau, ils forment des bases solubles dans l'eau (alcalis). Éléments alcalino-terreux sont appelés les éléments du sous-groupe principal du groupe II. Les atomes de ces éléments contiennent au niveau d'énergie externe deux électrons chacun. Ils sont les agents réducteurs les plus puissants, avoir un état d'oxydation de +2. Dans ce sous-groupe principal, des schémas généraux de modifications des propriétés physiques et chimiques sont observés, associés à une augmentation de la taille des atomes du groupe de haut en bas, et la liaison chimique entre les atomes s'affaiblit également. À mesure que la taille de l'ion augmente, les propriétés acides des oxydes et des hydroxydes s'affaiblissent et celles basiques augmentent.
Le sous-groupe principal du groupe III est constitué des éléments bore, aluminium, gallium, indium et thallium. Tous les éléments sont des éléments p. Au niveau énergétique externe, ils ont trois(s) 2 p 1 ) électron, ce qui explique la similitude des propriétés. État d'oxydation +3. Au sein d'un groupe, à mesure que la charge nucléaire augmente, les propriétés métalliques augmentent. Le bore est un élément non métallique, alors que l'aluminium possède déjà des propriétés métalliques. Tous les éléments forment des oxydes et des hydroxydes.
La plupart des métaux se trouvent dans des sous-groupes du tableau périodique. Contrairement aux éléments des sous-groupes principaux, où le niveau externe des orbitales atomiques est progressivement rempli d'électrons, les orbitales d de l'avant-dernier niveau d'énergie et les orbitales s du dernier sont remplies par les éléments des sous-groupes secondaires. Le nombre d'électrons correspond au numéro de groupe. Les éléments ayant un nombre égal d’électrons de valence sont regroupés sous le même numéro. Tous les éléments des sous-groupes sont des métaux.
Les substances simples formées par les métaux du sous-groupe ont des réseaux cristallins solides qui résistent à la chaleur. Ces métaux sont les plus résistants et les plus réfractaires parmi les autres métaux. Dans les éléments d, une transition avec une augmentation de leur valence des propriétés basiques en passant par l'amphotère et l'acide est clairement visible.
Métaux alcalins (Na, K)
Au niveau énergétique externe, les atomes de métaux alcalins des éléments contiennent un électron chacun, situé à une grande distance du centre. Ils abandonnent facilement cet électron, ce sont donc de puissants agents réducteurs. Dans tous les composés, les métaux alcalins présentent un état d'oxydation de +1. Leurs propriétés réductrices augmentent avec l'augmentation du rayon atomique de Li à Cs. Tous sont des métaux typiques, ont une couleur blanc argenté, sont doux (peuvent être coupés avec un couteau), légers et fusibles. Interagissez activement avec tout le monde non-métaux:
Tous les métaux alcalins, lorsqu'ils réagissent avec l'oxygène (à l'exception du Li), forment des peroxydes. Les métaux alcalins ne se trouvent pas sous forme libre en raison de leur grande réactivité chimique.
Oxydes- des solides aux propriétés basiques. Ils sont obtenus par calcination de peroxydes avec les métaux correspondants :
Hydroxydes NaOH, KOH- les substances solides blanches, hygroscopiques, solubles dans l'eau avec dégagement de chaleur, elles sont classées comme alcalis :
Les sels de métaux alcalins sont presque tous solubles dans l’eau. Le plus important d'entre eux : Na 2 CO 3 - carbonate de sodium ; Na 2 CO 3 10H 2 O - soude cristalline ; NaHCO 3 - bicarbonate de sodium, bicarbonate de soude ; K 2 CO 3 - carbonate de potassium, potasse ; Na 2 SO 4 10H 2 O - Sel de Glauber ; NaCl - chlorure de sodium, sel de table.
Éléments du groupe I dans les tableaux
Métaux alcalino-terreux (Ca, Mg)
Le calcium (Ca) est un représentant métaux alcalino-terreux, qui sont les noms des éléments du sous-groupe principal du groupe II, mais pas tous, mais seulement à partir du calcium et en aval du groupe. Ce sont des éléments chimiques qui, lorsqu’ils interagissent avec l’eau, forment des alcalis. Le calcium au niveau énergétique externe contient deux électrons, état d'oxydation +2.
Les propriétés physiques et chimiques du calcium et de ses composés sont présentées dans le tableau.
Magnésium (Mg) a la même structure atomique que le calcium, son état d'oxydation est également +2. C'est un métal mou, mais sa surface est recouverte d'un film protecteur à l'air, ce qui réduit légèrement la réactivité chimique. Sa combustion s'accompagne d'un éclair aveuglant. MgO et Mg(OH) 2 présentent des propriétés basiques. Bien que Mg(OH) 2 soit légèrement soluble, il colore la solution de phénolphtaléine en pourpre.
Mg + O 2 = MgO 2
Les oxydes MO sont des substances dures, blanches et réfractaires. En ingénierie, CaO est appelé chaux vive et MgO est appelé magnésie brûlée ; ces oxydes sont utilisés dans la production de matériaux de construction. La réaction de l'oxyde de calcium avec l'eau s'accompagne d'un dégagement de chaleur et est appelée extinction de la chaux, et le Ca(OH) 2 résultant est appelé chaux éteinte. Une solution transparente d'hydroxyde de calcium est appelée eau de chaux, et une suspension blanche de Ca(OH) 2 dans l'eau est appelée lait de chaux.
Les sels de magnésium et de calcium sont obtenus en les faisant réagir avec des acides.
CaCO 3 - carbonate de calcium, craie, marbre, calcaire. Utilisé dans le bâtiment. Le MgCO 3 - carbonate de magnésium - est utilisé en métallurgie pour éliminer les scories.
CaSO 4 2H 2 O - gypse. MgSO 4 - sulfate de magnésium - appelé sel amer ou anglais, trouvé dans l'eau de mer. BaSO 4 - sulfate de baryum - en raison de son insolubilité et de sa capacité à bloquer les rayons X, il est utilisé dans le diagnostic (« bouillie de barytine ») du tractus gastro-intestinal.
Le calcium représente 1,5 % du poids corporel humain, 98 % du calcium se trouve dans les os. Le magnésium est un bioélément ; il en existe environ 40 g dans le corps humain ; il participe à la formation de molécules protéiques.
Métaux alcalino-terreux dans les tableaux
Aluminium
Aluminium (Al)- élément du sous-groupe principal du groupe III du système périodique de D.I. Mendeleev. L'atome d'aluminium contient au niveau d'énergie externe trois électrons, qu'il libère facilement lors d'interactions chimiques. L'ancêtre du sous-groupe et voisin supérieur de l'aluminium - le bore - a un rayon atomique plus petit (pour le bore, il est de 0,080 nm, pour l'aluminium - 0,143 nm). De plus, l'atome d'aluminium possède une couche intermédiaire de huit électrons (2e ; 8e ; 3e), qui empêche les électrons externes d'atteindre le noyau. Par conséquent, les propriétés réductrices des atomes d’aluminium sont assez prononcées.
Dans presque tous ses composés, l'aluminium contient état d'oxydation +3.
L'aluminium est une substance simple
Métal léger blanc argenté. Fond à 660 °C. Il est très plastique, facilement étiré en fil et roulé en feuille jusqu'à 0,01 mm d'épaisseur. Il possède une conductivité électrique et thermique très élevée. Ils forment des alliages légers et solides avec d’autres métaux. L'aluminium est un métal très actif. Si de la poudre d'aluminium ou une fine feuille d'aluminium est fortement chauffée, elles s'enflammer et brûler avec une flamme aveuglante:
Cette réaction peut être observée lorsque des cierges magiques et des feux d'artifice brûlent. L'aluminium, comme tous les métaux, Réagit facilement avec les non-métaux, notamment sous forme de poudre. Pour que la réaction commence, un chauffage initial est nécessaire, à l'exception des réactions avec des halogènes - chlore et brome, mais ensuite toutes les réactions de l'aluminium avec des non-métaux se déroulent très violemment et s'accompagnent du dégagement d'une grande quantité de chaleur. :
Aluminium se dissout bien dans les acides sulfurique et chlorhydrique dilués:
Et ici les acides sulfurique et nitrique concentrés passivent l'aluminium, se formant sur la surface métallique film d'oxyde dense et durable, ce qui empêche la poursuite de la réaction. Ces acides sont donc transportés dans des réservoirs en aluminium.
L'oxyde et l'hydroxyde d'aluminium ont des propriétés amphotères, donc l'aluminium se dissout dans les solutions aqueuses d'alcalis, formant des sels - aluminates :
L'aluminium est largement utilisé en métallurgie pour produire des métaux - chrome, manganèse, vanadium, titane, zirconium à partir de leurs oxydes. Cette méthode est appelée aluminothermie. Dans la pratique, on utilise souvent la thermite - un mélange de Fe 3 O 4 avec de la poudre d'aluminium. Si ce mélange est incendié, par exemple à l'aide d'un ruban de magnésium, alors une réaction vigoureuse se produit, libérant une grande quantité de chaleur :
La chaleur dégagée est tout à fait suffisante pour faire fondre complètement le fer obtenu, ce procédé est donc utilisé pour souder des produits en acier.
L'aluminium peut être obtenu par électrolyse - la décomposition de la masse fondue de son oxyde Al 2 O 3 en ses composants à l'aide d'un courant électrique. Mais le point de fusion de l’oxyde d’aluminium est d’environ 2 050 °C, l’électrolyse nécessite donc de grandes quantités d’énergie.
Connexions en aluminium
Aluminosilicates. Ces composés peuvent être considérés comme des sels formés par l'oxyde d'aluminium, de silicium, de métaux alcalins et alcalino-terreux. Ils constituent la majeure partie de la croûte terrestre. Les aluminosilicates font notamment partie des feldspaths, les minéraux et argiles les plus courants.
Bauxite- une roche à partir de laquelle est obtenu l'aluminium. Il contient de l'oxyde d'aluminium Al 2 O 3.
Corindon- un minéral de composition Al 2 O 3, a une dureté très élevée, sa variété à grains fins contenant des impuretés - l'émeri, est utilisée comme matériau abrasif (meulage). Un autre composé naturel, l’alumine, possède la même formule.
Transparents, colorés d'impuretés, les cristaux de corindon sont bien connus : rouges - rubis et bleus - saphirs, qui sont utilisés comme pierres précieuses. Actuellement, ils sont obtenus artificiellement et sont utilisés non seulement pour la bijouterie, mais également à des fins techniques, par exemple pour la fabrication de pièces pour montres et autres instruments de précision. Les cristaux de rubis sont utilisés dans les lasers.
Corindon Al 2 Ô 3 - une substance blanche à point de fusion très élevé. Peut être obtenu en décomposant l'hydroxyde d'aluminium par chauffage :
Hydroxyde d'aluminium Al(OH) 3 précipite sous forme de précipité gélatineux sous l'action d'alcalis sur des solutions de sels d'aluminium :
Comment hydroxyde amphotère il se dissout facilement dans les solutions acides et alcalines :
Aluminates sont appelés sels d'acides d'aluminium instables - orthoaluminium H 2 AlO 3, méta-aluminium HAlO 2 (il peut être considéré comme un acide orthoaluminium, de la molécule duquel une molécule d'eau a été éliminée). Les aluminates naturels comprennent le spinelle noble et le chrysobéryl précieux. Les sels d'aluminium, à l'exception des phosphates, sont très solubles dans l'eau. Certains sels (sulfures, sulfites) sont décomposés par l'eau. Le chlorure d'aluminium AlCl 3 est utilisé comme catalyseur dans la production de nombreuses substances organiques.
Éléments du groupe III dans les tableaux
Caractéristiques des éléments de transition - cuivre, zinc, chrome, fer
Cuivre (Cu)- élément d'un sous-groupe secondaire du premier groupe. Formule électronique : (…3d 10 4s 1). Son dixième électron d est mobile, car il a quitté le sous-niveau 4S. Le cuivre dans les composés présente les états d'oxydation +1 (Cu 2 O) et +2 (CuO). Le cuivre est un métal rose clair, malléable, visqueux et excellent conducteur d’électricité. Point de fusion 1083 °C.
Comme les autres métaux du sous-groupe I du groupe I du système périodique, le cuivre se trouve à droite de l'hydrogène dans la série d'activités et ne le déplace pas des acides, mais réagit avec les acides oxydants :
Sous l'influence des alcalis sur les solutions de sels de cuivre, un précipité d'une base faible de couleur bleue précipite.- l'hydroxyde de cuivre (II) qui, lorsqu'il est chauffé, se décompose en oxyde noir basique CuO et eau :
Propriétés chimiques du cuivre dans les tableaux
Zinc (Zn)- élément d'un sous-groupe secondaire du groupe II. Sa formule électronique est la suivante : (…3d 10 4s 2). Étant donné que l’avant-dernier sous-niveau d des atomes de zinc est complètement complet, le zinc dans les composés présente un état d’oxydation de +2.
Le zinc est un métal blanc argenté qui ne change pratiquement pas dans l'air. Il résiste à la corrosion grâce à la présence d’un film d’oxyde à sa surface. Le zinc est l'un des métaux les plus actifs à des températures élevées réagit avec des substances simples:
Le zinc, comme les autres métaux, déplace métaux moins actifs de leurs sels:
Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2
L'hydroxyde de zinc est amphotère, c'est-à-dire qu'il présente les propriétés des acides et des bases. Lorsqu'une solution d'alcali est ajoutée progressivement à une solution de sel de zinc, le précipité initialement formé se dissout (il en va de même avec l'aluminium) :
Propriétés chimiques du zinc dans les tableaux
Par exemple chrome (Cr) on peut montrer que les propriétés des éléments de transition ne changent pas de manière significative au cours de la période: un changement quantitatif se produit en raison d'un changement du nombre d'électrons dans les orbitales de valence. L'état d'oxydation maximum du chrome est de +6. Le métal de la série d'activités est à gauche de l'hydrogène et le déplace des acides :
Lorsqu'une solution alcaline est ajoutée à une telle solution, un précipité de Me(OH) se forme 2 , qui est rapidement oxydé par l'oxygène de l'air :
Il correspond à l'oxyde amphotère Cr 2 O 3. L'oxyde et l'hydroxyde de chrome (dans l'état d'oxydation le plus élevé) présentent respectivement les propriétés des oxydes acides et des acides. Sels d'acide chromique (H 2 CrO 4 ) en milieu acide se transforment en dichromates- les sels d'acide dichromique (H 2 Cr 2 O 7). Les composés de chrome ont une capacité oxydante élevée.
Propriétés chimiques du chrome dans les tableaux
Fer à repasser- un élément du sous-groupe secondaire du groupe VIII et de la 4ème période du tableau périodique de D. I. Mendeleev. Les atomes de fer sont structurés quelque peu différemment des atomes des éléments des sous-groupes principaux. Comme il sied à un élément de la 4ème période, les atomes de fer ont quatre niveaux d'énergie, mais ce n'est pas le dernier qui est rempli, mais l'avant-dernier niveau, le troisième à partir du noyau. Au dernier niveau, les atomes de fer contiennent deux électrons. À l’avant-dernier niveau, pouvant accueillir 18 électrons, l’atome de fer possède 14 électrons. Par conséquent, la répartition des électrons entre les niveaux dans les atomes de fer est la suivante : 2e ; 8e ; 14e ; 2e. Comme tous les métaux, les atomes de fer présentent des propriétés réductrices, cédant lors des interactions chimiques non seulement deux électrons du dernier niveau, et acquérant un état d'oxydation de +2, mais également un électron de l'avant-dernier niveau, tandis que l'état d'oxydation de l'atome augmente jusqu'à +3.
Le fer est une substance simple
C'est un métal brillant blanc argenté avec un point de fusion de 1539 °C. Il est très plastique, il est donc facile à traiter, forger, rouler, tamponner. Le fer a la capacité d’être magnétisé et démagnétisé. Il est possible de lui conférer une plus grande résistance et une plus grande dureté grâce à des méthodes thermiques et mécaniques. Il existe du fer techniquement pur et chimiquement pur. Le fer techniquement pur est essentiellement un acier à faible teneur en carbone ; il contient 0,02 à 0,04 % de carbone et encore moins d'oxygène, de soufre, d'azote et de phosphore. Le fer chimiquement pur contient moins de 0,01 % d’impuretés. Par exemple, les trombones et les boutons sont fabriqués à partir de fer techniquement pur. Ce fer se corrode facilement, tandis que le fer chimiquement pur n'est presque pas sujet à la corrosion. Actuellement, le fer constitue la base de la technologie moderne et de l'ingénierie agricole, des transports et des communications, des vaisseaux spatiaux et, en général, de toute la civilisation moderne. La plupart des produits, depuis l’aiguille à coudre jusqu’au vaisseau spatial, ne peuvent être fabriqués sans l’utilisation du fer.
Propriétés chimiques du fer
Le fer peut présenter des états d'oxydation +2 et +3, en conséquence, le fer donne deux séries de composés. Le nombre d'électrons qu'un atome de fer cède lors de réactions chimiques dépend de la capacité oxydante des substances qui réagissent avec lui.
Par exemple, avec les halogènes, le fer forme des halogénures dans lesquels il a un état d'oxydation de +3 :
et avec du soufre - sulfure de fer (II) :
Le fer chaud brûle dans l'oxygène avec formation de tartre de fer :
Repassage à haute température (700-900 °C) réagit avec la vapeur d'eau:
Conformément à la position du fer dans la série de tensions électrochimiques, il peut déplacer les métaux à sa droite des solutions aqueuses de leurs sels, par exemple :
Le fer se dissout dans les acides chlorhydrique et sulfurique dilués, c'est-à-dire qu'il est oxydé par les ions hydrogène :
Le fer se dissout également dans l’acide nitrique dilué., cela produit du nitrate de fer (III), de l'eau et les produits de réduction de l'acide nitrique - N 2, NO ou NH 3 (NH 4 NO 3) selon la concentration de l'acide.
Composés de fer
Dans la nature, le fer forme un certain nombre de minéraux. Il s'agit du minerai de fer magnétique (magnétite) Fe 3 O 4, du minerai de fer rouge (hématite) Fe 2 O 3, du minerai de fer brun (limonite) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Un autre composé naturel du fer est le fer, ou soufre, la pyrite ( pyrite) FeS 2, ne sert pas de minerai de fer pour la production de métaux, mais est utilisé pour la production d'acide sulfurique.
Le fer est caractérisé par deux séries de composés : composés de fer(II) et de fer(III). L'oxyde de fer (II) FeO et son hydroxyde de fer (II) correspondant Fe(OH) 2 sont obtenus indirectement, notamment par la chaîne de transformations suivante :
Les deux composés ont des propriétés fondamentales distinctes.
Cations fer(II) Fe 2 + facilement oxydé par l'oxygène atmosphérique en cations fer (III) Fe 3 + . Ainsi, le précipité blanc d’hydroxyde de fer (II) devient vert puis brun, se transformant en hydroxyde de fer (III) :
Oxyde de fer (III) Fe 2 Ô 3 et l'hydroxyde de fer (III) Fe(OH) 3 correspondant est également obtenu indirectement, par exemple le long de la chaîne :
Parmi les sels de fer, les sulfates et les chlorures revêtent la plus grande importance technique.
L'hydrate cristallin de sulfate de fer (II) FeSO 4 7H 2 O, connu sous le nom de sulfate de fer, est utilisé pour lutter contre les ravageurs des plantes, pour préparer des peintures minérales et à d'autres fins. Le chlorure de fer (III) FeCl 3 est utilisé comme mordant lors de la teinture des tissus. Le sulfate de fer (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O est utilisé pour la purification de l'eau et à d'autres fins.
Les propriétés physiques et chimiques du fer et de ses composés sont résumées dans le tableau :
Propriétés chimiques du fer dans les tableaux
Réactions qualitatives aux ions Fe 2+ et Fe 3+
Pour la reconnaissance des composés du fer (II) et (III) effectuer des réactions qualitatives aux ions Fe 2+ et Fe 3+ . Une réaction qualitative aux ions Fe 2+ est la réaction des sels de fer (II) avec le composé K 3, appelé sel de sang rouge. Il s’agit d’un groupe spécial de sels appelés sels complexes, avec lesquels vous vous familiariserez plus tard. En attendant, vous devez comprendre comment ces sels se dissocient :
Le réactif pour les ions Fe 3+ est un autre composé complexe - le sel de sang jaune - K 4, qui se dissocie en solution de la même manière :
Si des solutions contenant des ions Fe 2+ et Fe 3+ sont ajoutées respectivement à des solutions de sel de sang rouge (réactif pour Fe 2+) et de sel de sang jaune (réactif pour Fe 3+), alors dans les deux cas, le même précipité bleu précipite :
Pour détecter les ions Fe 3+, l'interaction des sels de fer (III) avec le thiocyanate de potassium KNCS ou le thiocyanate d'ammonium NH 4 NCS est également utilisée. Dans ce cas, un ion FeNCNS 2+ de couleur vive se forme, à la suite de quoi la solution entière acquiert une couleur rouge intense :
Tableau de solubilité
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.
En raison de la présence d’électrons libres (« gaz électronique ») dans le réseau cristallin, tous les métaux présentent les propriétés générales caractéristiques suivantes :
1) Plastique– la capacité de changer facilement de forme, de s’étirer en fil et de rouler en fines feuilles.
2) Brillance métallique et l'opacité. Cela est dû à l’interaction des électrons libres avec la lumière incidente sur le métal.
3) Conductivité électrique. Cela s'explique par le mouvement directionnel des électrons libres du pôle négatif vers le pôle positif sous l'influence d'une petite différence de potentiel. Lorsqu'elle est chauffée, la conductivité électrique diminue, car À mesure que la température augmente, les vibrations des atomes et des ions dans les nœuds du réseau cristallin s'intensifient, ce qui complique le mouvement directionnel du « gaz électronique ».
4) Conductivité thermique. Cela est dû à la grande mobilité des électrons libres, grâce à laquelle la température s'égalise rapidement sur la masse du métal. La conductivité thermique la plus élevée se trouve dans le bismuth et le mercure.
5) Dureté. Le plus dur est le chrome (coupe le verre) ; les métaux alcalins les plus mous - potassium, sodium, rubidium et césium - sont coupés au couteau.
6) Densité. Plus la masse atomique du métal est petite et plus le rayon de l'atome est grand, plus il est petit. Le plus léger est le lithium (ρ=0,53 g/cm3) ; le plus lourd est l'osmium (ρ=22,6 g/cm3). Les métaux ayant une densité inférieure à 5 g/cm3 sont considérés comme des « métaux légers ».
7) Points de fusion et d'ébullition. Le métal le plus fusible est le mercure (PF = -39°C), le métal le plus réfractaire est le tungstène (PF = 3390°C). Métaux avec température de fusion au-dessus de 1000°C sont considérés comme réfractaires, en dessous – à faible point de fusion.
Propriétés chimiques générales des métaux
Agents réducteurs forts : Me 0 – nē → Me n +
Un certain nombre de tensions caractérisent l'activité comparative des métaux dans les réactions redox en solutions aqueuses.
1. Réactions des métaux avec les non-métaux
1) Avec de l'oxygène :
2Mg + O2 → 2MgO
2) Avec du soufre :
Hg + S → HgS
3) Avec des halogènes :
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Avec de l'azote :
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Avec du phosphore :
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Avec l'hydrogène (seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent) :
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
2. Réactions des métaux avec les acides
1) Les métaux de la série de tensions électrochimiques jusqu'à H réduisent les acides non oxydants en hydrogène :
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Avec les acides oxydants :
Lorsque l'acide nitrique de n'importe quelle concentration et l'acide sulfurique concentré interagissent avec des métaux L'hydrogène n'est jamais libéré !
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
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3. Interaction des métaux avec l'eau
1) Actifs (métaux alcalins et alcalino-terreux) forment une base soluble (alcali) et de l'hydrogène :
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Les métaux d'activité moyenne sont oxydés par l'eau lorsqu'ils sont chauffés en oxyde :
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inactif (Au, Ag, Pt) - ne réagissez pas.
4. Déplacement des métaux moins actifs par des métaux plus actifs des solutions de leurs sels :
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
Dans l'industrie, ils n'utilisent souvent pas de métaux purs, mais des mélanges de ceux-ci - alliages, dans lequel les propriétés bénéfiques d'un métal sont complétées par les propriétés bénéfiques d'un autre. Ainsi, le cuivre a une faible dureté et ne convient pas à la fabrication de pièces de machines, tandis que les alliages de cuivre et de zinc ( laiton) sont déjà assez durs et sont largement utilisés en construction mécanique. L'aluminium a une ductilité élevée et une légèreté suffisante (faible densité), mais il est trop mou. Sur cette base, un alliage contenant du magnésium, du cuivre et du manganèse est préparé - le duralumin (duralumin), qui, sans perdre les propriétés bénéfiques de l'aluminium, acquiert une dureté élevée et devient adapté à la construction aéronautique. Les alliages de fer avec du carbone (et des additifs d'autres métaux) sont largement connus fonte Et acier.
Les métaux libres sont restaurateurs. Cependant, certains métaux ont une faible réactivité en raison du fait qu'ils sont recouverts d'un revêtement film d'oxyde superficiel, à des degrés divers, résistant aux réactifs chimiques tels que l'eau, les solutions d'acides et d'alcalis.
Par exemple, le plomb est toujours recouvert d'un film d'oxyde ; sa transition en solution nécessite non seulement une exposition à un réactif (par exemple, de l'acide nitrique dilué), mais également un chauffage. Le film d'oxyde sur l'aluminium empêche sa réaction avec l'eau, mais est détruit par les acides et les alcalis. Film d'oxyde lâche (rouiller), formé à la surface du fer dans l'air humide, n'interfère pas avec la poursuite de l'oxydation du fer.
Sous l'influence concentré des acides se forment sur les métaux durable film d'oxyde. Ce phénomène est appelé passivation. Alors, en concentré acide sulfurique les métaux tels que Be, Bi, Co, Fe, Mg et Nb sont passivés (et ne réagissent donc pas avec l'acide), et dans l'acide nitrique concentré - les métaux A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th et U.
Lorsqu'ils interagissent avec des agents oxydants dans des solutions acides, la plupart des métaux se transforment en cations dont la charge est déterminée par l'état d'oxydation stable d'un élément donné dans les composés (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ et Fe 3 +)
L'activité réductrice des métaux dans une solution acide est transmise par une série de contraintes. La plupart des métaux sont transférés en solution avec des acides chlorhydrique et sulfurique dilué, mais Cu, Ag et Hg - uniquement avec des acides sulfurique (concentré) et nitrique, et Pt et Au - avec de la « vodka regia ».
Corrosion des métaux
Une propriété chimique indésirable des métaux est leur corrosion, c'est-à-dire leur destruction active (oxydation) au contact de l'eau et sous l'influence de l'oxygène qui y est dissous. (corrosion par l'oxygène). Par exemple, la corrosion des produits en fer dans l'eau est largement connue, à la suite de laquelle de la rouille se forme et les produits s'effritent en poudre.
La corrosion des métaux se produit également dans l'eau en raison de la présence de gaz dissous CO 2 et SO 2 ; un environnement acide est créé et les cations H + sont déplacés par des métaux actifs sous forme d'hydrogène H 2 ( corrosion par l'hydrogène).
La zone de contact entre deux métaux différents peut être particulièrement corrosive ( corrosion de contact). Un couple galvanique se produit entre un métal, par exemple Fe, et un autre métal, par exemple Sn ou Cu, placé dans l'eau. Le flux d'électrons va du métal le plus actif, qui se trouve à gauche dans la série de tensions (Re), vers le métal le moins actif (Sn, Cu), et le métal le plus actif est détruit (corrodé).
C'est pour cette raison que la surface étamée des canettes (fer recouvert d'étain) rouille lorsqu'elle est stockée dans une atmosphère humide et manipulée avec négligence (le fer s'effondre rapidement après l'apparition même d'une petite rayure, permettant au fer d'entrer en contact avec l'humidité). Au contraire, la surface galvanisée d'un seau en fer ne rouille pas longtemps, car même s'il y a des rayures, ce n'est pas le fer qui se corrode, mais le zinc (un métal plus actif que le fer).
La résistance à la corrosion d'un métal donné augmente lorsqu'il est recouvert d'un métal plus actif ou lorsqu'il est fondu ; Ainsi, revêtir le fer de chrome ou fabriquer un alliage de fer et de chrome élimine la corrosion du fer. Fer chromé et acier contenant du chrome ( acier inoxydable), ont une résistance élevée à la corrosion.
Les atomes métalliques cèdent relativement facilement des électrons de valence et deviennent des ions chargés positivement. Les métaux sont donc des agents réducteurs. Les métaux réagissent avec des substances simples : Ca + C12 - CaC12. Les métaux actifs réagissent avec l'eau : 2Na + 2H20 = 2NaOH + H2f. Les métaux situés dans la série de potentiels d'électrodes standards jusqu'à l'hydrogène interagissent avec des solutions diluées d'acides (sauf HN03) avec libération d'hydrogène : Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2f. Les métaux réagissent avec des solutions aqueuses de sels de métaux moins actifs : Ni + CuS04 = NiS04 + Cu J. Les métaux réagissent avec des acides oxydants : C. Méthodes de production de métaux La métallurgie moderne produit plus de 75 métaux et de nombreux alliages à base d'eux. Selon les méthodes d'obtention des métaux, on distingue la pyrohydro- et l'électrométallurgie. GG) La pyrométallurgie couvre les méthodes d'obtention de métaux à partir de minerais utilisant des réactions de réduction réalisées à haute température. Le charbon, les métaux actifs, le monoxyde de carbone (II), l'hydrogène et le méthane sont utilisés comme agents réducteurs. Cu20 + C - 2Cu + CO, t° Cu20 + CO - 2Cu + C02, t° Cr203 + 2A1 - 2Cg + A1203, (aluminothermie) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (magnésiumthermie) t° W03 + 3H2 = S+3H20. (hydrogénothermie) |C L'hydrométallurgie est la production de métaux à partir de solutions de leurs sels. Par exemple, lorsque le minerai de cuivre contenant de l'oxyde de cuivre (I) est traité avec de l'acide sulfurique dilué, le cuivre passe en solution sous forme de sulfate : CuO + H2S04 = CuS04 + H20. Le cuivre est ensuite éliminé de la solution soit par électrolyse, soit par déplacement à l'aide de poudre de fer : CuS04 + Fe = FeS04 + Cu. [h] L'électrométallurgie est une méthode de production de métaux à partir de leurs oxydes ou sels fondus par électrolyse : électrolyse 2NaCl - 2Na + Cl2. Questions et tâches pour une solution indépendante 1. Indiquez la position des métaux dans le tableau périodique de D.I. Mendeleev. 2. Montrez les propriétés physiques et chimiques des métaux. 3. Expliquez la raison des propriétés communes des métaux. 4. Montrez l'évolution de l'activité chimique des métaux des principaux sous-groupes des groupes I et II du tableau périodique. 5. Comment évoluent les propriétés métalliques des éléments des périodes II et III ? Nommez les métaux les plus réfractaires et les plus fusibles. 7. Indiquez quels métaux se trouvent dans la nature à l'état natif et lesquels se trouvent uniquement sous forme de composés. Comment cela peut-il être expliqué? 8. Quelle est la nature des alliages ? Comment la composition d’un alliage affecte ses propriétés. Montrez avec des exemples précis. Indiquez les méthodes les plus importantes pour obtenir des métaux à partir de minerais. 10l Nommer les types de pyrométallurgie. Quels agents réducteurs sont utilisés dans chaque méthode spécifique ? Pourquoi? 11. Nommez les métaux obtenus par hydrométallurgie. Quelle est l’essence et quels sont les avantages de cette méthode par rapport aux autres ? 12. Donnez des exemples de production de métaux par électrométallurgie. Dans quel cas cette méthode est-elle utilisée ? 13. Quelles sont les méthodes modernes de production de métaux de haute pureté ? 14. Qu'est-ce que le « potentiel d'électrode » ? Quel métal a le potentiel d’électrode le plus élevé et lequel a le potentiel d’électrode le plus faible dans une solution aqueuse ? 15. Décrivez un certain nombre de potentiels d’électrodes standards ? 16. Est-il possible de déplacer le fer métallique d'une solution aqueuse de son sulfate en utilisant du zinc métallique, du nickel et du sodium ? Pourquoi? 17. Quel est le principe de fonctionnement des cellules galvaniques ? Quels métaux peuvent-ils être utilisés ? 18. Quels processus sont classés comme corrosion ? Quels types de corrosion connaissez-vous ? 19. Qu'appelle-t-on corrosion électrochimique ? Quelles méthodes de protection connaissez-vous ? 20. Comment son contact avec d’autres métaux affecte-t-il la corrosion du fer ? Quel métal sera détruit en premier sur une surface endommagée en fer étamé, galvanisé et nickelé ? 21. Quel processus est appelé électrolyse ? Écrivez des réactions qui reflètent les processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse du chlorure de sodium fondu, des solutions aqueuses de chlorure de sodium, du sulfate de cuivre, du sulfate de sodium et de l'acide sulfurique. 22. Quel rôle le matériau de l'électrode joue-t-il pendant les processus d'électrolyse ? Donnez des exemples de processus d'électrolyse se produisant avec des électrodes solubles et insolubles. 23. L’alliage utilisé pour préparer les pièces de cuivre contient 95 % de cuivre. Déterminez le deuxième métal inclus dans l'alliage si, lors du traitement d'une pièce d'un kopeck avec un excès d'acide chlorhydrique, 62,2 ml d'hydrogène (n.u.) ont été libérés. aluminium. 24. Un échantillon de carbure métallique pesant 6 g a été brûlé dans l'oxygène. Dans ce cas, 2,24 litres de monoxyde de carbone (IV) (n°) se sont formés. Déterminez quel métal était inclus dans le carbure. 25. Montrez quels produits seront libérés lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de nickel si le processus se déroule : a) avec du charbon ; b) avec des électrodes en nickel ? 26. Lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre, 2,8 litres de gaz (n.e.) ont été libérés à l'anode. De quel gaz s'agit-il ? Qu'est-ce qui a été libéré à la cathode et en quelle quantité ? 27. Dresser un schéma de l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de potassium circulant sur les électrodes. Quelle est la quantité d’électricité transmise si 280 ml de gaz (N) sont libérés à l’anode ? u.) ? Qu'est-ce qui a été libéré à la cathode et en quelle quantité ?