معادن نشطة. المعادن المعادن أثناء التفاعل الكيميائي

لا يحدد هيكل ذرات المعدن الخصائص الفيزيائية المميزة للمواد البسيطة - المعادن فحسب، بل يحدد أيضًا خصائصها الكيميائية العامة.

مع تنوع كبير، جميع التفاعلات الكيميائية للمعادن هي الأكسدة والاختزال ويمكن أن تكون من نوعين فقط: الجمع والاستبدال. المعادن قادرة على منح الإلكترونات أثناء التفاعلات الكيميائية، أي كونها عوامل اختزال وتظهر فقط حالة أكسدة إيجابية في المركبات الناتجة.

وبشكل عام يمكن التعبير عن ذلك من خلال الرسم البياني التالي:
أنا 0 - ني → أنا +ن،
حيث Me فلز - مادة بسيطة، وMe 0+n فلز، وهو عنصر كيميائي في مركب.

المعادن قادرة على منح إلكترونات التكافؤ الخاصة بها إلى الذرات غير المعدنية، وأيونات الهيدروجين، وأيونات المعادن الأخرى، وبالتالي سوف تتفاعل مع اللافلزات - المواد البسيطة، والماء، والأحماض، والأملاح. ومع ذلك، فإن قدرة المعادن على الاختزال تختلف. يعتمد تكوين منتجات تفاعل المعادن مع مواد مختلفة على قدرة الأكسدة للمواد والظروف التي يحدث فيها التفاعل.

عند درجات الحرارة المرتفعة، تحترق معظم المعادن بالأكسجين:

2Mg + O2 = 2MgO

فقط الذهب والفضة والبلاتين وبعض المعادن الأخرى لا تتأكسد في ظل هذه الظروف.

تتفاعل العديد من المعادن مع الهالوجينات دون تسخين. على سبيل المثال، يشتعل مسحوق الألومنيوم عند خلطه بالبروم:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

عندما تتفاعل المعادن مع الماء، تتشكل الهيدروكسيدات في بعض الحالات. في الظروف العادية، تتفاعل الفلزات القلوية، وكذلك الكالسيوم والسترونتيوم والباريوم، بشكل نشط للغاية مع الماء. يبدو المخطط العام لرد الفعل هذا كما يلي:

أنا + HOH → أنا(OH) ن + H 2

وتتفاعل معادن أخرى مع الماء عند تسخينه: المغنيسيوم عندما يغلي، والحديد في بخار الماء عندما يغلي باللون الأحمر. في هذه الحالات، يتم الحصول على أكاسيد المعادن.

إذا تفاعل المعدن مع حمض، فإنه جزء من الملح الناتج. عندما يتفاعل المعدن مع المحاليل الحمضية، فإنه يمكن أن يتأكسد بواسطة أيونات الهيدروجين الموجودة في المحلول. يمكن كتابة المعادلة الأيونية المختصرة بالصورة العامة كما يلي:

أنا + نH + → أنا ن + + ح 2

تتمتع أنيونات الأحماض المحتوية على الأكسجين، مثل الكبريتيك المركز والنيتريك، بخصائص أكسدة أقوى من أيونات الهيدروجين. ولذلك فإن تلك المعادن التي لا يمكن أكسدتها بواسطة أيونات الهيدروجين، مثل النحاس والفضة، تتفاعل مع هذه الأحماض.

عندما تتفاعل المعادن مع الأملاح، يحدث تفاعل الاستبدال: حيث تنتقل الإلكترونات من ذرات المعدن المستبدل – المعدن الأكثر نشاطًا – إلى أيونات المعدن المستبدل – الأقل نشاطًا. ثم تقوم الشبكة باستبدال المعدن بالمعدن الموجود في الأملاح. هذه التفاعلات غير قابلة للعكس: إذا قام المعدن A بإزاحة المعدن B من المحلول الملحي، فإن المعدن B لن يزيح المعدن A من المحلول الملحي.

بالترتيب التنازلي للنشاط الكيميائي الذي يتجلى في تفاعلات إزاحة المعادن من بعضها البعض من المحاليل المائية لأملاحها، توجد المعادن في السلسلة الكهروكيميائية من الفولتية (الأنشطة) للمعادن:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → H g → Ag → المشتريات → حزب العمال → الاتحاد الأفريقي

المعادن الموجودة على اليسار في هذا الصف أكثر نشاطًا وقادرة على إزاحة المعادن التالية من المحاليل الملحية.

يتم تضمين الهيدروجين في السلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن، باعتباره اللافلز الوحيد الذي يشترك مع المعادن في خاصية مشتركة - لتكوين أيونات موجبة الشحنة. ولذلك فإن الهيدروجين يحل محل بعض المعادن في أملاحها، ويمكن في حد ذاته أن يحل محل العديد من المعادن في الأحماض، على سبيل المثال:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

المعادن التي تأتي قبل الهيدروجين في سلسلة الجهد الكهروكيميائي تحل محله من محاليل العديد من الأحماض (الهيدروكلوريك، الكبريتيك، إلخ)، ولكن كل ما يليه، مثل النحاس، لا يحل محله.

blog.site، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر الأصلي.

المعادن هي عوامل اختزال نشطة ذات حالة أكسدة إيجابية. نظرًا لخصائصها الكيميائية، تُستخدم المعادن على نطاق واسع في الصناعة والتعدين والطب والبناء.

النشاط المعدني

في التفاعلات، تتخلى ذرات المعدن عن إلكترونات التكافؤ وتتأكسد. كلما زادت مستويات الطاقة وعدد الإلكترونات الأقل في ذرة المعدن، كان من الأسهل عليها التخلي عن الإلكترونات وإجراء التفاعلات. ولذلك فإن الخواص المعدنية تزداد من الأعلى إلى الأسفل ومن اليمين إلى اليسار في الجدول الدوري.

أرز. 1. التغيرات في الخواص المعدنية في الجدول الدوري.

يظهر نشاط المواد البسيطة في سلسلة الجهد الكهروكيميائي للمعادن. على يسار الهيدروجين توجد معادن نشطة (يزداد النشاط نحو اليسار)، وعلى اليمين توجد معادن غير نشطة.

يتم عرض النشاط الأكبر بواسطة الفلزات القلوية الموجودة في المجموعة الأولى من الجدول الدوري وتقع على يسار الهيدروجين في سلسلة الجهد الكهروكيميائي. تتفاعل مع العديد من المواد الموجودة بالفعل في درجة حرارة الغرفة. وتليها الفلزات القلوية الترابية التي تدخل في المجموعة الثانية. تتفاعل مع معظم المواد عند تسخينها. تتطلب المعادن الموجودة في السلسلة الكهروكيميائية من الألومنيوم إلى الهيدروجين (النشاط المتوسط) شروطًا إضافية للدخول في التفاعلات.

أرز. 2. سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية للمعادن.

تظهر بعض المعادن خصائص مذبذبة أو ازدواجية. تتفاعل المعادن وأكاسيدها وهيدروكسيداتها مع الأحماض والقواعد. تتفاعل معظم المعادن فقط مع أحماض معينة، مما يؤدي إلى إزاحة الهيدروجين وتكوين الملح. يتم عرض الخصائص المزدوجة الأكثر وضوحًا من خلال:

• الألومنيوم؛
• يقود؛
• الزنك.
• حديد؛
• نحاس؛
• البريليوم.
• الكروم.

كل معدن قادر على إزاحة معدن آخر يقف على يمينه في السلسلة الكهروكيميائية من الأملاح. المعادن الموجودة على يسار الهيدروجين تحل محله من الأحماض المخففة.

ملكيات

يتم عرض ميزات تفاعل المعادن مع المواد المختلفة في جدول الخواص الكيميائية للمعادن.

رد فعل	الخصائص	المعادلة
مع الأكسجين	تشكل معظم المعادن أفلام أكسيد. تشتعل الفلزات القلوية تلقائيًا في وجود الأكسجين. في هذه الحالة، يشكل الصوديوم بيروكسيد (Na 2 O 2)، وتشكل المعادن المتبقية من المجموعة الأولى أكاسيد فائقة (RO 2). عند تسخينها، تشتعل الفلزات القلوية الترابية تلقائيًا، بينما تتأكسد الفلزات ذات النشاط المتوسط. الذهب والبلاتين لا يتفاعلان مع الأكسجين	4لي ​​+ يا 2 → 2لي 2 يا؛ 2نا + يا 2 → نا 2 يا 2 ; ك + يا 2 → كو 2 ; 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3؛ 2Cu + O 2 → 2CuO
مع الهيدروجين	عند درجة حرارة الغرفة تتفاعل المركبات القلوية، وعند تسخينها تتفاعل المركبات القلوية الترابية. البريليوم لا يتفاعل. يتطلب المغنيسيوم بالإضافة إلى ذلك ارتفاع ضغط الدم	ريال + ح 2 → ريال 2 ; 2Na + H 2 → 2NaH؛ ملغم + ح 2 → ملغم ه 2
	المعادن النشطة فقط. يتفاعل الليثيوم في درجة حرارة الغرفة. معادن أخرى - عند تسخينها	6لي + ن 2 → 2 لي 3 ن؛ 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2
مع الكربون	الليثيوم والصوديوم والباقي - عند تسخينه	4Al + 3C → آل 3 C4؛ 2Li+2C → لي 2 ج 2
	الذهب والبلاتين لا يتفاعلان	2K + S → K2 S؛ الحديد + S → الحديد S؛ الزنك + S → الزنك S
مع الفوسفور	عند تسخينه	3Ca + 2P → كا 3 ف 2
مع الهالوجينات	فقط المعادن منخفضة النشاط لا تتفاعل، والنحاس - عند تسخينه	النحاس + الكلور 2 → CuCl 2
	القلويات وبعض المعادن الأرضية القلوية. عند تسخينها، في الظروف الحمضية أو القلوية، تتفاعل المعادن ذات النشاط المتوسط	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2؛ الرصاص + H2O → PbO + H2
مع الأحماض	المعادن على يسار الهيدروجين. يذوب النحاس في الأحماض المركزة	Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2 ؛ Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2؛ النحاس + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 +2H2O
مع القلويات	المعادن الأمفوتيرية فقط	2Al + 2KOH + 6H2O → 2K + 3H2
	تحل المعادن التفاعلية محل المعادن الأقل تفاعلاً	3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

تتفاعل المعادن مع بعضها البعض وتشكل مركبات بين المعادن - 3Cu + Au → Cu 3 Au، 2Na + Sb → Na 2 Sb.

طلب

تُستخدم الخواص الكيميائية العامة للمعادن في صناعة السبائك والمنظفات وتستخدم في التفاعلات التحفيزية. المعادن موجودة في البطاريات، والإلكترونيات، والهياكل الداعمة.

يتم سرد المجالات الرئيسية للتطبيق في الجدول.

أرز. 3. البزموت.

ماذا تعلمنا؟

تعلمنا من درس الكيمياء للصف التاسع عن الخواص الكيميائية الأساسية للمعادن. القدرة على التفاعل مع المواد البسيطة والمعقدة تحدد نشاط المعادن. كلما كان المعدن أكثر نشاطا، كلما كان تفاعله أسهل في الظروف العادية. تتفاعل المعادن النشطة مع الهالوجينات واللافلزات والماء والأحماض والأملاح. تتفاعل المعادن المذبذبة مع القلويات. لا تتفاعل المعادن منخفضة النشاط مع الماء والهالوجينات ومعظم اللافلزات. استعرضنا لفترة وجيزة مجالات التطبيق. تستخدم المعادن في الطب والصناعة والمعادن والإلكترونيات.

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.4. إجمالي التقييمات المستلمة: 246.

هذا الدرس مخصص لدراسة موضوع "الخصائص العامة للمعادن. اتصال معدني." سيتم خلال الدرس مناقشة الخواص الكيميائية العامة للمعادن وخصائص الروابط الكيميائية المعدنية. سوف يشرح المعلم أوجه التشابه في الخواص الكيميائية والفيزيائية للمعادن باستخدام نموذج لبنيتها الداخلية.

الموضوع: كيمياء المعادن

درس: الخواص العامة للمعادن. اتصال معدني

تتميز المعادن بخصائص فيزيائية مشتركة: فهي تتمتع ببريق معدني خاص، وموصلية حرارية وكهربائية عالية، وليونة.

تشترك المعادن أيضًا في بعض الخصائص الكيميائية الشائعة. من المهم أن نتذكر أنه في التفاعلات الكيميائية تعمل المعادن كعوامل اختزال: فهي تتبرع بالإلكترونات وتزيد من حالة الأكسدة. دعونا نلقي نظرة على بعض التفاعلات التي تشارك فيها المعادن.

التفاعل مع الأكسجين

العديد من المعادن يمكن أن تتفاعل مع الأكسجين. عادةً ما تكون منتجات هذه التفاعلات عبارة عن أكاسيد، ولكن هناك استثناءات ستتعرف عليها في الدرس التالي. دعونا نفكر في تفاعل المغنيسيوم مع الأكسجين.

يحترق المغنسيوم في الأكسجين لينتج أكسيد المغنسيوم:

2Mg + O2 = 2MgO

أرز. 1. احتراق المغنيسيوم في الأكسجين

تتبرع ذرات المغنيسيوم بإلكتروناتها الخارجية لذرات الأكسجين: تتبرع ذرتان من المغنيسيوم بإلكترونين لذرتي أكسجين. في هذه الحالة، يعمل المغنيسيوم كعامل اختزال، ويعمل الأكسجين كعامل مؤكسد.

تتفاعل المعادن مع الهالوجينات. ناتج هذا التفاعل هو هاليد فلز، مثل الكلوريد.

أرز. 2. احتراق البوتاسيوم في الكلور

يحترق البوتاسيوم في الكلور لينتج كلوريد البوتاسيوم:

2K + Cl2 = 2KCl

تمنح كل ذرتين من ذرات البوتاسيوم إلكترونًا واحدًا لجزيء الكلور. يلعب البوتاسيوم، الذي يزيد من حالة الأكسدة، دور عامل اختزال، والكلور، الذي يقلل من حالة الأكسدة، يلعب دور عامل مؤكسد.

تتفاعل العديد من المعادن مع الكبريت لتكوين الكبريتيدات. في هذه التفاعلات، تعمل المعادن أيضًا كعوامل اختزال، بينما يكون الكبريت عاملًا مؤكسدًا. الكبريت الموجود في الكبريتيدات يكون في حالة الأكسدة -2، أي. فإنه يخفض عدد الأكسدة من 0 إلى -2. على سبيل المثال، عند تسخينه، يتفاعل الحديد مع الكبريت لتكوين كبريتيد الحديد (II):

أرز. 3. تفاعل الحديد مع الكبريت

يمكن أن تتفاعل المعادن أيضًا مع الهيدروجين والنيتروجين وغيره من اللافلزات في ظل ظروف معينة.

فقط المعادن النشطة، مثل الفلزات القلوية والفلزات القلوية الأرضية، تتفاعل مع الماء دون تسخين. خلال هذه التفاعلات، يتم تشكيل القلويات ويتم إطلاق غاز الهيدروجين. على سبيل المثال، يتفاعل الكالسيوم مع الماء لتكوين هيدروكسيد الكالسيوم والهيدروجين، مما يؤدي إلى إطلاق كمية كبيرة من الحرارة:

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

تتفاعل المعادن الأقل تفاعلاً، مثل الحديد والزنك، مع الماء فقط عند تسخينها لتكوين أكسيد المعدن والهيدروجين. على سبيل المثال:

Zn + H2O = ZnO + H2

في هذه التفاعلات، العامل المؤكسد هو ذرة الهيدروجين الموجودة في الماء.

المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يمين الهيدروجين لا تتفاعل مع الماء.

أنت تعلم بالفعل أن المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يسار الهيدروجين تتفاعل مع الأحماض. في هذه التفاعلات، تتبرع المعادن بالإلكترونات وتعمل كعامل اختزال. العامل المؤكسد هو كاتيونات الهيدروجين المتكونة في المحاليل الحمضية. على سبيل المثال، يتفاعل الزنك مع حمض الهيدروكلوريك:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

وبخلاف ذلك، تحدث تفاعلات المعادن مع أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة. في هذه التفاعلات، عمليا لا يتم إطلاق أي هيدروجين. سنتحدث عن هذه التفاعلات في الدروس القادمة.

يمكن أن يتفاعل المعدن مع المحلول الملحي إذا كان أكثر نشاطًا من المعدن الموجود في الملح. على سبيل المثال، يحل الحديد محل النحاس من كبريتات النحاس (II):

الحديد + CuSO4 = FeSO4 + النحاس

الحديد هو عامل اختزال، وكاتيونات النحاس هي عامل مؤكسد.

دعونا نحاول شرح سبب امتلاك المعادن لخصائص فيزيائية وكيميائية مشتركة. للقيام بذلك، فكر في نموذج للهيكل الداخلي للمعدن.

تحتوي ذرات المعدن على أنصاف أقطار كبيرة نسبيًا وعدد صغير من الإلكترونات الخارجية. تنجذب هذه الإلكترونات إلى النواة بشكل ضعيف، لذلك تعمل المعادن في التفاعلات الكيميائية كعوامل اختزال، حيث تمنح الإلكترونات من مستوى الطاقة الخارجي.

عند عقد الشبكة البلورية للمعادن لا توجد ذرات محايدة فحسب، بل توجد أيضًا كاتيونات معدنية، لأن تتحرك الإلكترونات الخارجية بحرية عبر الشبكة البلورية. في هذه الحالة، تصبح الذرات، التي تتخلى عن الإلكترونات، كاتيونات، وتتحول الكاتيونات، التي تقبل الإلكترونات، إلى ذرات محايدة كهربائيًا.

أرز. 4. نموذج للهيكل الداخلي للمعدن

تسمى الرابطة الكيميائية التي تتشكل نتيجة لجذب الكاتيونات المعدنية للإلكترونات التي تتحرك بحرية معدن.

يتم تفسير التوصيل الكهربائي والحراري للمعادن من خلال وجود إلكترونات حرة يمكن أن تكون حاملة للتيار الكهربائي وحاملة للحرارة. يتم تفسير لدونة المعدن من خلال حقيقة أن الرابطة الكيميائية لا تنكسر تحت الضغط الميكانيكي، لأن لا يتم إنشاء رابطة كيميائية بين ذرات وكاتيونات محددة، ولكن بين جميع الكاتيونات المعدنية مع جميع الإلكترونات الحرة في بلورة المعدن.

1. ميكيتيوك أ.د. مجموعة من المسائل والتمارين في الكيمياء. 8-11 الدرجات / م. ميكيتيوك. - م: دار النشر. "الامتحان"، 2009.

2. أورزيكوفسكي ب.أ. الكيمياء: الصف التاسع: كتاب مدرسي. للتعليم العام مؤسسة / ب.أ. أورجيكوفسكي، إل إم. ميشرياكوفا، إل.إس. بونتاك. - م.: أ.س.ت: أستريل، 2007. (§23)

3. أورزيكوفسكي ب.أ. الكيمياء: الصف التاسع: تعليم عام. مؤسسة / ب.أ. أورجيكوفسكي، إل إم. ميشرياكوفا، م. شلاشوفا. - م.: أستريل، 2013. (§6)

4. رودزيتيس ج. الكيمياء: غير عضوية. كيمياء. عضو. الكيمياء: كتاب مدرسي. للصف التاسع. / ج. رودزيتيس ، ف. فيلدمان. - م: التعليم، OJSC "كتب موسكو المدرسية"، 2009.

5. معرف خومشينكو. مجموعة من المسائل والتمارين في الكيمياء للمدرسة الثانوية. - م: ريا "الموجة الجديدة": الناشر أوميرينكوف، 2008.

6. موسوعة للأطفال. المجلد 17. الكيمياء / الفصل . إد. في.أ. فولودين، فيد. علمي إد. آي لينسون. - م: أفانتا+، 2003.

موارد الويب الإضافية

1. مجموعة موحدة من المصادر التعليمية الرقمية (تجارب فيديو حول الموضوع) ().

2. النسخة الإلكترونية من مجلة "الكيمياء والحياة" ().

العمل في المنزل

ص 41 رقم A1 و A2 من كتاب Orzhekovsky P.A. "الكيمياء: الصف التاسع" (م: أستريل، 2013).

تسمى المعادن التي تتفاعل بسهولة بالمعادن النشطة. وتشمل هذه المعادن القلوية والمعادن الأرضية القلوية والألومنيوم.

الموقف في الجدول الدوري

تتناقص الخواص المعدنية للعناصر من اليسار إلى اليمين في الجدول الدوري. ولذلك فإن عناصر المجموعتين الأولى والثانية تعتبر الأكثر نشاطا.

أرز. 1. المعادن النشطة في الجدول الدوري.

جميع المعادن هي عوامل اختزال وتنفصل بسهولة عن الإلكترونات عند مستوى الطاقة الخارجي. تحتوي المعادن النشطة على واحد أو اثنين فقط من إلكترونات التكافؤ. في هذه الحالة تزداد خصائص المعدن من أعلى إلى أسفل مع زيادة عدد مستويات الطاقة، وذلك لأن كلما ابتعد الإلكترون عن نواة الذرة، كان من الأسهل عليه أن ينفصل.

تعتبر المعادن القلوية الأكثر نشاطا:

• الليثيوم.
• صوديوم؛
• البوتاسيوم.
• الروبيديوم.
• السيزيوم.
• فرنسي

تشمل المعادن الأرضية القلوية ما يلي:

• البريليوم.
• المغنيسيوم؛
• الكالسيوم.
• السترونتيوم.
• الباريوم؛
• الراديوم.

يمكن تحديد درجة نشاط المعدن من خلال السلسلة الكهروكيميائية لجهود المعدن. كلما كان العنصر بعيدًا عن يسار الهيدروجين، كلما كان أكثر نشاطًا. المعادن الموجودة على يمين الهيدروجين غير نشطة ويمكن أن تتفاعل فقط مع الأحماض المركزة.

أرز. 2. سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية للمعادن.

وتشمل قائمة المعادن النشطة في الكيمياء أيضًا الألومنيوم الموجود في المجموعة الثالثة وعلى يسار الهيدروجين. ومع ذلك، فإن الألومنيوم يقع على حدود المعادن النشطة والمتوسطة النشاط ولا يتفاعل مع بعض المواد في الظروف العادية.

ملكيات

المعادن النشطة ناعمة (يمكن قطعها بسكين)، وخفيفة، ولها نقطة انصهار منخفضة.

يتم عرض الخصائص الكيميائية الرئيسية للمعادن في الجدول.

رد فعل	المعادلة	استثناء
تشتعل المعادن القلوية تلقائيًا في الهواء عند تفاعلها مع الأكسجين	ك + يا 2 → كو 2	يتفاعل الليثيوم مع الأكسجين فقط عند درجات حرارة عالية
تشكل المعادن الأرضية القلوية والألومنيوم أفلام أكسيد في الهواء وتشتعل تلقائيًا عند تسخينها	2Ca + O 2 → 2CaO
تتفاعل مع مواد بسيطة لتكوين الأملاح	كا + بر2 → كابر2؛ - 2Al + 3S → آل 2س 3	الألومنيوم لا يتفاعل مع الهيدروجين
تتفاعل بعنف مع الماء مكونة القلويات والهيدروجين	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	التفاعل مع الليثيوم بطيء. يتفاعل الألومنيوم مع الماء فقط بعد إزالة طبقة الأكسيد
تتفاعل مع الأحماض لتكوين الأملاح	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2؛ 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
يتفاعل مع المحاليل الملحية، حيث يتفاعل أولاً مع الماء ثم مع الملح	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

تتفاعل المعادن النشطة بسهولة، لذلك توجد في الطبيعة فقط في المخاليط - المعادن والصخور.

أرز. 3. المعادن والمعادن النقية.

ماذا تعلمنا؟

تشمل المعادن النشطة عناصر المجموعتين الأولى والثانية - المعادن الأرضية القلوية والقلوية، وكذلك الألومنيوم. يتم تحديد نشاطها من خلال بنية الذرة - حيث يتم فصل عدد قليل من الإلكترونات بسهولة عن مستوى الطاقة الخارجي. وهي معادن خفيفة ناعمة تتفاعل بسرعة مع المواد البسيطة والمعقدة لتشكل الأكاسيد والهيدروكسيدات والأملاح. الألومنيوم أقرب إلى الهيدروجين ويتطلب تفاعله مع المواد شروطًا إضافية - درجات حرارة عالية وتدمير طبقة الأكسيد.

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.4. إجمالي التقييمات المستلمة: 401.

الخصائص التصالحية- هذه هي الخصائص الكيميائية الرئيسية المميزة لجميع المعادن. وهي تتجلى في التفاعل مع مجموعة واسعة من العوامل المؤكسدة، بما في ذلك العوامل المؤكسدة من البيئة. وبشكل عام يمكن التعبير عن تفاعل المعدن مع العوامل المؤكسدة بالمخطط التالي:

أنا + عامل مؤكسد" أنا(+X)،

حيث (+X) هي حالة الأكسدة الإيجابية لـ Me.

أمثلة على أكسدة المعادن

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

سلسلة النشاط المعدني

تختلف خصائص الاختزال للمعادن عن بعضها البعض. تُستخدم إمكانات القطب E كخاصية كمية لخصائص اختزال المعادن.

كلما كان المعدن أكثر نشاطًا، كلما كان جهد القطب القياسي الخاص به أكثر سلبية E o.

يتم ترتيب المعادن على التوالي مع انخفاض نشاطها التأكسدي لتشكل سلسلة نشاط.

سلسلة النشاط المعدني

أنا

لي

ك

كاليفورنيا

نا

ملغ

آل

من

الزنك

سجل تجاري

الحديد

ني

سن

الرصاص

ح 2

النحاس

اي جي

الاتحاد الأفريقي

انا ز+

لي+

ك+

كا2+

نا+

ملغ 2+

آل 3+

من 2+

الزنك 2+

كر 3+

الحديد 2+

ني 2+

سن 2+

الرصاص 2+

ح+

النحاس 2+

حج+

Au 3+

إي أو، ب

-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

المعدن ذو قيمة Eo أكثر سلبية قادر على تقليل الكاتيون المعدني مع قطب كهربائي أكثر إيجابية.

يسمى اختزال المعدن من محلول ملحه بمعدن آخر ذو نشاط اختزال أعلى بالتثبيت. يستخدم الأسمنت في التقنيات المعدنية.

على وجه الخصوص، يتم الحصول على الكادميوم عن طريق اختزاله من محلول ملحه مع الزنك.

الزنك + الكادميوم 2+ = الكادميوم + الزنك 2+

3.3. 1. تفاعل المعادن مع الأكسجين

الأكسجين عامل مؤكسد قوي. يمكنه أكسدة الغالبية العظمى من المعادن باستثناءالاتحاد الأفريقيونقطة . تتلامس المعادن المعرضة للهواء مع الأكسجين، لذلك عند دراسة كيمياء المعادن، انتبه دائمًا إلى خصوصيات تفاعل المعدن مع الأكسجين.

يعلم الجميع أن الحديد الموجود في الهواء الرطب يصبح مغطى بالصدأ - أكسيد الحديد المائي. لكن العديد من المعادن في حالة مدمجة في درجات حرارة ليست مرتفعة للغاية تظهر مقاومة للأكسدة، لأنها تشكل أفلام واقية رقيقة على سطحها. تمنع هذه الأفلام من منتجات الأكسدة العامل المؤكسد من ملامسة المعدن. تسمى ظاهرة تكوين طبقات واقية على سطح المعدن تمنع أكسدة المعدن بتخميل المعدن.

الزيادة في درجة الحرارة تعزز أكسدة المعادن بالأكسجين. يزداد نشاط المعادن في حالة السحق الدقيق. معظم المعادن في شكل مسحوق تحترق في الأكسجين.

المعادن

إظهار أكبر نشاط التخفيضس-المعادن.يمكن أن تشتعل المعادن Na، K، Rb Cs في الهواء، ويتم تخزينها في أوعية محكمة الغلق أو تحت طبقة من الكيروسين. يتم تخميل Be وMg عند درجات حرارة منخفضة في الهواء. ولكن عند إشعاله، يحترق شريط Mg بلهب مسبب للعمى.

المعادنثانياالمجموعات الفرعية A وLi، عند التفاعل مع الأكسجين، تشكل أكاسيد.

2Ca + O2 = 2CaO

4 لي + يا 2 = 2 لي 2 يا

المعادن القلوية، باستثناءليعند التفاعل مع الأكسجين، فإنها لا تشكل أكاسيد، ولكن بيروكسيداتأنا 2 يا 2 والأكاسيد الفائقةميو 2 .

2نا + يا 2 = نا 2 يا 2

ك + يا 2 = كو 2

ف المعادن

المعادن التابعة لهاص- يتم تخميل الكتلة في الهواء.

عندما يحترق في الأكسجين

• معادن المجموعة الفرعية IIIA تشكل أكاسيد من النوع انا 2 او 3,
• يتأكسد Sn إلى سنو 2 والرصاص - ما يصل إلى PbO
• يذهب بي إلى Bi2O3.

د- المعادن

الجميعد-الفترة الرابعة تتأكسد المعادن بالأكسجين. يتم أكسدة Sc، Mn، Fe بسهولة. مقاومة بشكل خاص للتآكل هي Ti، V، Cr.

عندما يحترق في الأكسجين للجميعد

عندما يحترق في الأكسجين للجميعد-من عناصر الدورة 4، يشكل السكانديوم والتيتانيوم والفاناديوم فقط أكاسيد يكون فيها Me في أعلى حالة أكسدة، مساوية لرقم المجموعة.الفترة المتبقية 4 فلزات d، عند حرقها في الأكسجين، تشكل أكاسيد يكون فيها Me في حالات أكسدة متوسطة ولكن مستقرة.

أنواع الأكاسيد التي تتكون خلال الفترة 4 د-المعادن عند الاحتراق في الأكسجين:

• ميوشكل Zn، Cu، Ni، Co. (عند درجة حرارة > 1000 درجة مئوية، يشكل النحاس Cu 2 O)،
• انا 2 او 3، شكل Cr، Fe وSc،
• ميو 2 - من، و تي،
• V يشكل أكسيد أعلى - الخامس 2 يا 5 .

د- معادن الفترتين 5 و6 ما عداذا لا، أكثر مقاومة للأكسدة من جميع المعادن الأخرى. لا يتفاعل مع الأكسجينالاتحاد الأفريقي، حزب العمال .

عندما يحترق في الأكسجيند- معادن الفترتين 5 و 6، كقاعدة عامة، تشكل أكاسيد أعلى, الاستثناءات هي المعادن Ag، Pd، Rh، Ru.

أنواع الأكاسيد التي تتكون من معادن د للفترتين 5 و 6 أثناء الاحتراق في الأكسجين:

• انا 2 او 3- النموذج Y، La؛ ر.س.
• ميو 2- الزر، التردد العالي. إر:
• انا 2 او 5- ملحوظة، تا؛
• ميو 3- مو، دبليو
• انا 2 او 7- ح، إعادة
• ميو 4 - نظام التشغيل
• ميو- الكادميوم، الزئبق، المشتريات؛
• انا 2 او- اي جي؛

تفاعل المعادن مع الأحماض

في المحاليل الحمضية، كاتيون الهيدروجين هو عامل مؤكسد. يمكن لكاتيون H+ أكسدة المعادن في سلسلة النشاط حتى الهيدروجين، أي. وجود إمكانات القطب السلبي.

تتحول العديد من المعادن عند أكسدتها إلى كاتيونات في المحاليل المائية الحمضيةأنا ز + .

أنيونات عدد من الأحماض قادرة على إظهار خصائص مؤكسدة أقوى من H +. وتشمل هذه العوامل المؤكسدة الأنيونات والأحماض الأكثر شيوعا ح 2 لذا 4 وHNO 3 .

NO 3 - تظهر الأنيونات خصائص مؤكسدة عند أي تركيز في المحلول، لكن نواتج الاختزال تعتمد على تركيز الحمض وطبيعة المعدن الذي يتم أكسدته.

SO 4 2- تظهر الأنيونات خصائص مؤكسدة فقط في تركيز H 2 SO 4.

نواتج اختزال العوامل المؤكسدة: H + , NO 3 - , لذا 4 2 -

2Н + + 2е - =ح 2

لذا 4 2- من H2SO4 المركزة لذا 4 2- + 2ه - + 4 ح + = لذا 2 + 2 ح 2 يا

(من الممكن أيضًا تكوين S، H 2 S)

NO 3 - من HNO 3 المركز رقم 3 - + ه - + 2ح + = رقم 2 + ح 2 أو
NO 3 - من HNO 3 المخفف رقم 3 - + 3هـ - +4ح+=لا + 2H2O

(تكوين N 2 O، N 2، NH 4 + ممكن أيضًا)

أمثلة على التفاعلات بين المعادن والأحماض

Zn + H 2 SO 4 (مخفف) " Zn SO 4 + H 2

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

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

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

منتجات أكسدة المعادن في المحاليل الحمضية

تشكل الفلزات القلوية كاتيونًا من النوع Me +، وتشكل معادن s من المجموعة الثانية كاتيوناتأنا 2+.

عندما تذوب في الأحماض، تشكل فلزات الكتلة p الكاتيونات الموضحة في الجدول.

يذوب المعدنان Pb وBi فقط في حمض النيتريك.

أنا	آل	جا	في	ليرة تركية	سن	الرصاص	ثنائية
ميز+	آل 3+	جا 3+	في 3+	ليرة تركية+	سن 2+	الرصاص 2+	بي 3+
إيو، ب	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

جميع المعادن ذات 4 فترات، باستثناءالنحاس ، يمكن أن تتأكسد بالأيوناتح+ في المحاليل الحمضية.

أنواع الكاتيونات المتكونة خلال الفترة 4 د-المعادن:

• أنا 2+(شكل d- معادن تتراوح من Mn إلى Cu)
• أنا 3+ (شكل Sc، Ti، V، Cr وFe في حمض النيتريك).
• يشكل Ti وV أيضًا كاتيونات ميو 2+

د- عناصر الدورة 5 و 6 أكثر مقاومة للأكسدة من الدورة 4د- المعادن.

في المحاليل الحمضية، يمكن أن يتأكسد H +: Y، La، Cd.

يمكن أن يذوب ما يلي في HNO 3: Cd، Hg، Ag. Pd، Tc، إعادة الذوبان في HNO 3 الساخن.

المواد التالية تذوب في H 2 SO 4 الساخن: Ti، Zr، V، Nb، Tc، Re، Rh، Ag، Hg.

المعادن: Ti، Zr، Hf، Nb، Ta، Mo، W عادة ما تكون مذابة في خليط من HNO 3 + HF.

في الماء الملكي (خليط من HNO 3 + حمض الهيدروكلوريك) Zr، Hf، Mo، Tc، Rh، Ir، Pt، Au وO يمكن أن يذوب بصعوبة). سبب تحلل المعادن في الماء الملكي أو في خليط من HNO 3 + HF هو تكوين مركبات معقدة.

مثال. يصبح ذوبان الذهب في الماء الملكي ممكنًا بسبب تكوين مجمع -

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

تفاعل المعادن مع الماء

تعود الخصائص المؤكسدة للماء إلىح(+1).

2ح2س+2هـ -" ن 2 + 2أوه -

وبما أن تركيز H + في الماء منخفض، فإن خواصه المؤكسدة تكون منخفضة. يمكن أن تذوب المعادن في الماءه< - 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. الجميعس-المعادن باستثناءكن وملغ تذوب بسهولة في الماء.

2 نا + 2 هاه = ح 2 + 2 أوه -

يتفاعل الصوديوم بقوة مع الماء، ويطلق الحرارة. قد يشتعل غاز H2 الذي تم إطلاقه.

2H2 +O2 =2H2O

يذوب المغنيسيوم فقط في الماء المغلي، ويكون محميًا من الأكسدة بواسطة أكسيد خامل غير قابل للذوبان

تعد معادن الكتلة P بمثابة عوامل اختزال أقل قوة منس.

بين المعادن p، يكون نشاط الاختزال أعلى في معادن المجموعة الفرعية IIIA، حيث يعتبر Sn وPb من عوامل الاختزال الضعيفة، أما Bi فلها Eo > 0.

لا تذوب المعادن p في الماء في الظروف العادية. عند إذابة الأكسيد الواقي من السطح في المحاليل القلوية مع الماء، تتأكسد Al وGa وSn.

من بين المعادن د، تتأكسد بالماءعند تسخين Sc وMn، La، Y. يتفاعل الحديد مع بخار الماء.

تفاعل المعادن مع المحاليل القلوية

في المحاليل القلوية، يعمل الماء كعامل مؤكسد..

2H 2 O + 2e - =ح 2 + 2أوه - EO = - 0.826 ب (الرقم الهيدروجيني = 14)

تتناقص الخصائص المؤكسدة للماء مع زيادة الرقم الهيدروجيني، بسبب انخفاض تركيز H +. مع ذلك، بعض المعادن التي لا تذوب في الماء تذوب في المحاليل القلوية،على سبيل المثال، آل، الزنك وبعض الآخرين. السبب الرئيسي لذوبان هذه المعادن في المحاليل القلوية هو أن أكاسيد وهيدروكسيدات هذه المعادن تظهر امفوتريتي وتذوب في القلويات، مما يزيل الحاجز بين عامل الأكسدة وعامل الاختزال.

مثال. ذوبان Al في محلول NaOH.

2Al + 3H2O + 2NaOH + 3H2O = 2Na + 3H2