aktyvieji metalai. Metalai Metalai vykstant cheminei reakcijai

Metalo atomų sandara lemia ne tik paprastų medžiagų – metalų būdingas fizines savybes, bet ir bendras chemines jų savybes.

Esant didelei įvairovei, visos cheminės metalų reakcijos yra redoksinės ir gali būti tik dviejų tipų: junginiai ir pakaitalai. Metalai cheminių reakcijų metu gali paaukoti elektronus, tai yra būti reduktoriais, susidariusiuose junginiuose parodyti tik teigiamą oksidacijos būseną.

Apskritai tai gali būti išreikšta schema:
Aš 0 – ne → Aš + n,
kur Me – metalas – paprasta medžiaga, o Me 0 + n – metalo cheminis elementas junginyje.

Metalai gali paaukoti savo valentinius elektronus nemetalų atomams, vandenilio jonams, kitiems metalų jonams, todėl reaguos su nemetalais – paprastomis medžiagomis, vandeniu, rūgštimis, druskomis. Tačiau metalų redukcinis gebėjimas skiriasi. Metalų reakcijos su įvairiomis medžiagomis produktų sudėtis taip pat priklauso nuo medžiagų oksidacinio gebėjimo ir reakcijos vykstančių sąlygų.

Aukštoje temperatūroje dauguma metalų dega deguonimi:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

Tokiomis sąlygomis nesioksiduoja tik auksas, sidabras, platina ir kai kurie kiti metalai.

Daugelis metalų reaguoja su halogenais nekaitindami. Pavyzdžiui, aliuminio milteliai, sumaišyti su bromu, užsidega:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Kai metalai sąveikauja su vandeniu, kartais susidaro hidroksidai. Šarminiai metalai, taip pat kalcis, stroncis, baris normaliomis sąlygomis labai aktyviai sąveikauja su vandeniu. Bendra šios reakcijos schema atrodo taip:

Me + HOH → Me(OH) n + H 2

Kiti metalai reaguoja su vandeniu kaitinant: magnis, kai jis verda, geležis vandens garuose, kai verda raudonai. Tokiais atvejais gaunami metalų oksidai.

Jei metalas reaguoja su rūgštimi, tai yra susidariusios druskos dalis. Kai metalas sąveikauja su rūgšties tirpalais, jį gali oksiduoti tame tirpale esantys vandenilio jonai. Sutrumpintą joninę lygtį bendra forma galima parašyti taip:

Me + nH + → Me n + + H 2

Tokių deguonies turinčių rūgščių anijonai, tokie kaip koncentruotos sieros ir azoto rūgštys, pasižymi stipresnėmis oksidacinėmis savybėmis nei vandenilio jonai. Todėl su šiomis rūgštimis reaguoja tie metalai, kurių negali oksiduoti vandenilio jonai, pavyzdžiui, varis ir sidabras.

Metalams sąveikaujant su druskomis, vyksta pakeitimo reakcija: elektronai iš pakeičiančiojo atomų – ​​aktyvesnis metalas pereina į pakeičiančiojo – mažiau aktyvaus metalo jonus. Tada tinklelis metalą pakeičia metalu druskose. Šios reakcijos nėra grįžtamos: jei metalas A išstumia metalą B iš druskos tirpalo, tai metalas B neišstums metalo A iš druskos tirpalo.

Mažėjančia tvarka pagal cheminį aktyvumą, pasireiškiantį metalų poslinkio vienas nuo kito iš jų druskų vandeninių tirpalų reakcijose, metalai yra elektrocheminėje metalų įtampų (aktyvumo) serijoje:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Metalai, esantys šios eilės kairėje, yra aktyvesni ir gali išstumti paskui juos esančius metalus iš druskos tirpalų.

Vandenilis yra įtrauktas į elektrocheminę metalų įtampų seriją, kaip vienintelis nemetalas, turintis bendrą savybę su metalais - sudaryti teigiamai įkrautus jonus. Todėl vandenilis pakeičia kai kuriuos metalus jų druskose ir pats gali būti pakeistas daugeliu metalų rūgštyse, pavyzdžiui:

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 + Q

Metalai, esantys elektrocheminėje įtampų serijoje iki vandenilio, išstumia jį iš daugelio rūgščių tirpalų (vandenilio chlorido, sieros ir kt.), o visi po jo, pavyzdžiui, neišstumia vario.

tinklaraštis.svetainė, visiškai arba iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.

Metalai yra aktyvūs reduktoriai, turintys teigiamą oksidacijos būseną. Dėl savo cheminių savybių metalai plačiai naudojami pramonėje, metalurgijoje, medicinoje, statybose.

Metalo veikla

Reakcijų metu metalo atomai dovanoja valentinius elektronus ir oksiduojasi. Kuo daugiau energijos lygių ir mažiau elektronų turi metalo atomas, tuo lengviau jis gali paaukoti elektronus ir įsitraukti į reakcijas. Todėl periodinėje lentelėje metalinės savybės didėja iš viršaus į apačią ir iš dešinės į kairę.

Ryžiai. 1. Metalo savybių pasikeitimas periodinėje lentelėje.

Paprastų medžiagų aktyvumas parodytas metalo įtampų elektrocheminėje eilutėje. Vandenilio kairėje yra aktyvūs metalai (aktyvumas didėja link kairiojo krašto), dešinėje - neaktyvūs.

Aktyviausi yra šarminiai metalai, kurie yra periodinės lentelės I grupėje ir elektrocheminėje įtampų serijoje yra kairėje nuo vandenilio. Su daugeliu medžiagų jie reaguoja jau kambario temperatūroje. Po jų seka šarminių žemių metalai, kurie priskiriami II grupei. Kaitinant, jie reaguoja su dauguma medžiagų. Metalams, kurie yra elektrocheminėje serijoje nuo aliuminio iki vandenilio (vidutinis aktyvumas), reikia papildomų sąlygų, kad jie galėtų dalyvauti reakcijoje.

Ryžiai. 2. Elektrocheminės metalų įtampų eilės.

Kai kurie metalai pasižymi amfoterinėmis savybėmis arba dvilypumu. Metalai, jų oksidai ir hidroksidai reaguoja su rūgštimis ir bazėmis. Dauguma metalų reaguoja tik su tam tikromis rūgštimis, kad pakeistų vandenilį ir susidarytų druska. Ryškiausios dvigubos savybės rodo:

• aliuminio;
• vadovauti;
• cinko;
• geležies;
• varis;
• berilis;
• chromo.

Kiekvienas metalas gali išstumti kitą metalą į dešinę nuo jo elektrocheminėje serijoje iš druskų. Metalai, esantys į kairę nuo vandenilio, išstumia jį iš praskiestų rūgščių.

Savybės

Metalų sąveikos su įvairiomis medžiagomis ypatumai pateikti metalų cheminių savybių lentelėje.

Reakcija	Ypatumai	Lygtis
Su deguonimi	Dauguma metalų sudaro oksido plėveles. Šarminiai metalai, esant deguoniui, užsidega savaime. Šiuo atveju natris sudaro peroksidą (Na 2 O 2), likę I grupės metalai yra superoksidai (RO 2). Kaitinant šarminių žemių metalai savaime užsiliepsnoja, o vidutinio aktyvumo metalai oksiduojasi. Auksas ir platina nesąveikauja su deguonimi	4Li + O2 → 2Li 2O; 2Na + O2 → Na2O2; K + O 2 → KO 2; 4Al + 3O2 → 2Al 2O3; 2Cu + O 2 → 2CuO
Su vandeniliu	Šarminė medžiaga reaguoja kambario temperatūroje, o šarminė žemė reaguoja kaitinant. Berilis nereaguoja. Magniui papildomai reikia didelio slėgio	Sr + H2 → SrH2; 2Na + H2 → 2NaH; Mg + H2 → MgH 2
	Tik aktyvūs metalai. Litis reaguoja kambario temperatūroje. Kiti metalai – kai kaitinami	6Li + N2 → 2Li 3N; 3Ca + N2 → Ca 3N2
Su anglimi	Litis ir natris, likusi dalis – kaitinant	4Al + 3C → Al 3 C4; 2Li+2C → Li 2C 2
	Auksas ir platina nesąveikauja	2K + S → K 2 S; Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS
su fosforu	Kai šildomas	3Ca + 2P → Ca 3P 2
Su halogenais	Tik neaktyvūs metalai nereaguoja, varis – kaitinant	Cu + Cl 2 → CuCl 2
	Šarminiai ir kai kurie šarminių žemių metalai. Kaitinant, rūgštinėje ar šarminėje aplinkoje reaguoja vidutinio aktyvumo metalai	2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; Ca + 2H 2O → Ca (OH) 2 + H2; Pb + H 2 O → PbO + H 2
Su rūgštimis	Metalai į kairę nuo vandenilio. Varis tirpsta koncentruotose rūgštyse	Zn + 2HCl → ZnCl2 + 2H2; Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2; Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Su šarmais	Tik amfoteriniai metalai	2Al + 2KOH + 6H2O → 2K + 3H 2
	Aktyvūs mažiau aktyvių metalų pakaitalai	3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

Metalai sąveikauja tarpusavyje ir sudaro intermetalinius junginius - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Taikymas

Bendrosios cheminės metalų savybės naudojamos lydiniams, plovikliams kurti ir naudojamos katalizinėse reakcijose. Metalų yra baterijose, elektronikoje ir laikančiose konstrukcijose.

Pagrindinės taikymo sritys nurodytos lentelėje.

Ryžiai. 3. Bismutas.

Ko mes išmokome?

Iš 9 klasės chemijos pamokos sužinojome apie pagrindines metalų chemines savybes. Gebėjimas sąveikauti su paprastomis ir sudėtingomis medžiagomis lemia metalų aktyvumą. Kuo metalas aktyvesnis, tuo lengviau jis reaguoja įprastomis sąlygomis. Aktyvūs metalai reaguoja su halogenais, nemetalais, vandeniu, rūgštimis, druskomis. Amfoteriniai metalai sąveikauja su šarmais. Neaktyvūs metalai nereaguoja su vandeniu, halogenais ir dauguma nemetalų. Trumpai apžvelgė taikymo sritis. Metalai naudojami medicinoje, pramonėje, metalurgijoje ir elektronikoje.

Temos viktorina

Ataskaitos įvertinimas

Vidutinis reitingas: 4.4. Iš viso gautų įvertinimų: 246.

Ši pamoka skirta studijuoti temą „Bendrosios metalų savybės. Metalinė jungtis. Pamokos metu bus nagrinėjamos bendrosios metalų cheminės savybės, metalinio cheminio ryšio ypatumai. Mokytojas paaiškins metalų cheminių ir fizikinių savybių panašumus, naudodamas jų vidinės sandaros modelį.

Tema: Metalų chemija

Pamoka: Bendrosios metalų savybės. metalinė jungtis

Metalams būdingos bendros fizinės savybės: jie pasižymi ypatingu metaliniu blizgesiu, dideliu šilumos ir elektros laidumu, plastiškumu.

Metalai taip pat turi tam tikrų bendrų cheminių savybių. Svarbu atsiminti, kad vykstant cheminėms reakcijoms metalai veikia kaip reduktoriai: jie atiduoda elektronus ir padidina jų oksidacijos būseną. Apsvarstykite kai kurias reakcijas, kuriose dalyvauja metalai.

SĄVEIKA SU DEGUONINIU

Daugelis metalų gali reaguoti su deguonimi. Paprastai šių reakcijų produktai yra oksidai, tačiau yra išimčių, apie kurias sužinosite kitoje pamokoje. Apsvarstykite magnio sąveiką su deguonimi.

Magnis degina deguonį ir susidaro magnio oksidas:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

Ryžiai. 1. Magnio deginimas deguonimi

Magnio atomai atiduoda savo išorinius elektronus deguonies atomams: du magnio atomai paaukoja po du elektronus dviem deguonies atomams. Šiuo atveju magnis veikia kaip reduktorius, o deguonis – kaip oksidatorius.

Metalai reaguoja su halogenais. Šios reakcijos produktas yra metalo halogenidas, pvz., chloridas.

Ryžiai. 2. Kalio deginimas chlore

Kalis dega chlore ir susidaro kalio chloridas:

2K + Cl 2 \u003d 2KCl

Du kalio atomai dovanoja vieną elektroną chloro molekulei. Kalis, didinantis oksidacijos būseną, atlieka reduktorius, o chloras, mažinantis oksidacijos būseną, atlieka oksidatoriaus vaidmenį.

Daugelis metalų reaguoja su siera, sudarydami sulfidus. Šiose reakcijose metalai taip pat veikia kaip reduktorius, o siera veiks kaip oksidatorius. Sulfiduose esanti siera yra -2 oksidacijos būsenos, t.y. sumažina jo oksidacijos laipsnį nuo 0 iki -2. Pavyzdžiui, kaitinant geležis reaguoja su siera, sudarydama geležies (II) sulfidą:

Ryžiai. 3. Geležies sąveika su siera

Tam tikromis sąlygomis metalai taip pat gali reaguoti su vandeniliu, azotu ir kitais nemetalais.

Tik aktyvūs metalai, tokie kaip šarmai ir šarminės žemės, reaguoja su vandeniu nekaitindami. Šių reakcijų metu susidaro šarmai ir išsiskiria vandenilio dujos. Pavyzdžiui, kalcis reaguoja su vandeniu, sudarydamas kalcio hidroksidą ir vandenilį, ir išsiskiria daug šilumos:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Mažiau aktyvūs metalai, tokie kaip geležis ir cinkas, reaguoja su vandeniu tik kaitinant, sudarydami metalo oksidą ir vandenilį. Pavyzdžiui:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Šiose reakcijose oksidatorius yra vandenilio atomas, kuris yra vandens dalis.

Metalai, esantys dešinėje nuo vandenilio įtampos serijoje, nereaguoja su vandeniu.

Jūs jau žinote, kad metalai, esantys įtampų serijoje į kairę nuo vandenilio, reaguoja su rūgštimis. Šiose reakcijose metalai atiduoda elektronus ir veikia kaip reduktorius. Oksidatorius yra vandenilio katijonai, susidarantys rūgščių tirpaluose. Pavyzdžiui, cinkas reaguoja su druskos rūgštimi:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

Priešingu atveju vyksta metalų reakcijos su azoto ir koncentruota sieros rūgštimis. Šiose reakcijose vandenilis beveik neišsiskiria. Apie tokias sąveikas kalbėsime kitose pamokose.

Metalas gali reaguoti su druskos tirpalu, jei jis yra aktyvesnis nei metalas druskoje. Pavyzdžiui, geležis pakeičia varį iš vario (II) sulfato:

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu

Geležis yra reduktorius, vario katijonai yra oksidatorius.

Pabandykime paaiškinti, kodėl metalai turi bendras fizines ir chemines savybes. Norėdami tai padaryti, apsvarstykite vidinės metalo struktūros modelį.

Metalo atomai turi santykinai didelius spindulius ir nedidelį išorinių elektronų skaičių. Šie elektronai yra silpnai traukiami į branduolį, todėl cheminėse reakcijose metalai veikia kaip reduktoriai, dovanojantys elektronus iš išorinio energijos lygio.

Metalų kristalinės gardelės mazguose yra ne tik neutralūs atomai, bet ir metalų katijonai, nes išoriniai elektronai laisvai juda kristalinėje gardelėje. Šiuo atveju atomai, dovanojantys elektronus, tampa katijonais, o katijonai, priimdami elektronus, virsta elektriškai neutraliais atomais.

Ryžiai. 4. Metalo vidinės sandaros modelis

Cheminis ryšys, susidarantis dėl metalo katijonų pritraukimo prie laisvai judančių elektronų, vadinamas metalinis.

Metalų elektrinis ir šilumos laidumas paaiškinamas laisvųjų elektronų buvimu, kurie gali būti elektros srovės ir šilumos nešikliai. Metalo plastiškumas paaiškinamas tuo, kad veikiant mechaniniam poveikiui cheminė jungtis nenutrūksta, nes. cheminis ryšys susidaro ne tarp konkrečių atomų ir katijonų, o tarp visų metalo katijonų su visais laisvais elektronais metalo kristale.

1. Mikityukas A.D. Chemijos užduočių ir pratimų rinkinys. 8–11 klasės / A.D. Mikityukas. - M.: Red. „Egzaminas“, 2009 m.

2. Oržekovskis P.A. Chemija: 9 klasė: vadovėlis. už generolą inst. / P.A. Oržekovskis, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontakas. - M.: AST: Astrel, 2007. (§23)

3. Oržekovskis P.A. Chemija: 9 klasė: bendrojo lavinimo vadovėlis. inst. / P.A. Oržekovskis, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašova. - M.: Astrel, 2013. (§6)

4. Rudzitis G.E. Chemija: neorganinė. chemija. Vargonai. chemija: vadovėlis. 9 ląstelėms. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmanas. - M .: Švietimas, UAB „Maskvos vadovėliai“, 2009 m.

5. Chomčenko I.D. Chemijos uždavinių ir pratimų rinkinys vidurinei mokyklai. - M .: RIA „Naujoji banga“: leidėjas Umerenkov, 2008 m.

6. Enciklopedija vaikams. 17 tomas. Chemija / skyrius. red. V.A. Volodinas, vadovaujantis. mokslinis red. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003 m.

Papildomi žiniatinklio ištekliai

1. Vienintelis skaitmeninių edukacinių išteklių rinkinys (vaizdo įrašai šia tema) ().

2. Elektroninė žurnalo „Chemija ir gyvenimas“ versija ().

Namų darbai

p.41 Nr. A1, A2 iš P.A.Oržekovskio vadovėlio. „Chemija: 9 klasė“ (M.: Astrel, 2013).

Lengvai reaguojantys metalai vadinami aktyviaisiais metalais. Tai šarminiai, šarminių žemių metalai ir aliuminis.

Padėtis periodinėje lentelėje

Mendelejevo periodinėje lentelėje elementų metalinės savybės silpnėja iš kairės į dešinę. Todėl I ir II grupių elementai laikomi aktyviausiais.

Ryžiai. 1. Aktyvieji metalai periodinėje lentelėje.

Visi metalai yra reduktoriai ir lengvai išsiskiria su elektronais išoriniame energijos lygyje. Aktyvieji metalai turi tik vieną ar du valentinius elektronus. Šiuo atveju metalinės savybės sustiprėja iš viršaus į apačią, padidėjus energijos lygių skaičiui, nes. kuo toliau elektronas yra nuo atomo branduolio, tuo lengviau jis atsiskiria.

Šarminiai metalai laikomi aktyviausiais:

• ličio;
• natrio;
• kalio;
• rubidžio;
• cezis;
• francium.

Šarminių žemių metalai yra:

• berilis;
• magnio;
• kalcio;
• stroncis;
• baris;
• radžio.

Metalo aktyvumo laipsnį galite sužinoti pagal elektrocheminę metalo įtampų eilutę. Kuo elementas yra kairėje nuo vandenilio, tuo jis aktyvesnis. Dešinėje vandenilio pusėje esantys metalai yra neaktyvūs ir gali sąveikauti tik su koncentruotomis rūgštimis.

Ryžiai. 2. Elektrocheminės metalų įtampų eilės.

Chemijos veikliųjų metalų sąraše taip pat yra aliuminis, esantis III grupėje ir į kairę nuo vandenilio. Tačiau aliuminis yra ant aktyvių ir vidutinio aktyvumo metalų ribos ir normaliomis sąlygomis nereaguoja su tam tikromis medžiagomis.

Savybės

Aktyvieji metalai yra minkšti (galima pjauti peiliu), lengvi, žemos lydymosi temperatūros.

Pagrindinės metalų cheminės savybės pateiktos lentelėje.

Reakcija	Lygtis	Išimtis
Šarminiai metalai ore užsidega savaime, sąveikaudami su deguonimi	K + O 2 → KO 2	Litis reaguoja su deguonimi tik esant aukštai temperatūrai.
Šarminių žemių metalai ir aliuminis ore sudaro oksido plėveles ir kaitinant savaime užsidega.	2Ca + O 2 → 2CaO
Reaguokite su paprastomis medžiagomis, kad susidarytų druskos	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Aliuminis nereaguoja su vandeniliu
Smarkiai reaguoja su vandeniu, susidaro šarmai ir vandenilis	- Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2	Reakcija su ličiu vyksta lėtai. Aliuminis reaguoja su vandeniu tik pašalinus oksido plėvelę.
Reaguoja su rūgštimis, kad susidarytų druskos	Ca + 2HCl → CaCl2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2
Reaguokite su druskos tirpalais, pirmiausia su vandeniu, o paskui su druska	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Aktyvūs metalai lengvai reaguoja, todėl gamtoje randami tik mišiniuose – mineraluose, uolienose.

Ryžiai. 3. Mineralai ir grynieji metalai.

Ko mes išmokome?

Prie aktyvių metalų priskiriami I ir II grupių elementai – šarminiai ir šarminiai žemės metalai, taip pat aliuminis. Jų aktyvumą lemia atomo sandara – keli elektronai lengvai atsiskiria nuo išorinio energijos lygio. Tai minkšti lengvieji metalai, kurie greitai reaguoja su paprastomis ir sudėtingomis medžiagomis, sudarydami oksidus, hidroksidus, druskas. Aliuminis yra arčiau vandenilio ir jo reakcijai su medžiagomis reikalingos papildomos sąlygos – aukšta temperatūra, oksido plėvelės sunaikinimas.

Temos viktorina

Ataskaitos įvertinimas

Vidutinis reitingas: 4.4. Iš viso gautų įvertinimų: 401.

Atkuriamosios savybės- Tai yra pagrindinės cheminės savybės, būdingos visiems metalams. Jie pasireiškia sąveikaujant su įvairiais oksidatoriais, įskaitant aplinkos oksidatorius. Apskritai metalo sąveika su oksidatoriais gali būti išreikšta schema:

Aš + oksidatorius" Aš(+X),

Kur (+X) yra teigiama Me oksidacijos būsena.

Metalo oksidacijos pavyzdžiai.

Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 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

Metalų veiklos serija

Metalų redukcijos savybės skiriasi viena nuo kitos. Elektrodų potencialai E naudojami kaip kiekybinė metalų redukuojamųjų savybių charakteristika.

Kuo metalas aktyvesnis, tuo neigiamesnis jo standartinis elektrodo potencialas E o.

Metalai, išsidėstę iš eilės, mažėjant jų oksidaciniam aktyvumui, sudaro aktyvumo eilę.

Metalų veiklos serija

Aš

Li

K

Ca

Na

mg

Al

Mn

Zn

Kr

Fe

Ni

sn

Pb

H2

Cu

Ag

Au

Mez+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al 3+

Mn2+

Zn2+

Cr3+

Fe2+

Ni2+

sn 2+

Pb 2+

H+

Cu2+

Ag+

Au 3+

E o, B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Metalas, turintis neigiamą Eo vertę, gali redukuoti metalo katijoną, kurio elektrodo potencialas yra didesnis.

Metalo redukcija iš jo druskos tirpalo kitu metalu, kurio redukcinis aktyvumas didesnis, vadinamas cementavimu.. Cementavimas naudojamas metalurgijos technologijose.

Visų pirma, Cd gaunamas redukuojant jį iš druskos tirpalo su cinku.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Metalų sąveika su deguonimi

Deguonis yra stiprus oksidatorius. Jis gali oksiduoti daugumą metalų, išskyrusAuIrPt . Metalai ore liečiasi su deguonimi, todėl tiriant metalų chemiją visada atkreipiamas dėmesys į metalo sąveikos su deguonimi ypatybes.

Visi žino, kad geležis drėgname ore pasidengia rūdimis – hidratuotu geležies oksidu. Tačiau daugelis kompaktiškų metalų ne per aukštoje temperatūroje yra atsparūs oksidacijai, nes ant jų paviršiaus susidaro plonos apsauginės plėvelės. Šios oksidacijos produktų plėvelės neleidžia oksiduojančiajam agentui liestis su metalu. Reiškinys, kai metalo paviršiuje susidaro apsauginiai sluoksniai, kurie neleidžia metalui oksiduotis, vadinamas metalo pasyvavimu.

Temperatūros padidėjimas skatina metalų oksidaciją deguonimi. Smulkiai susmulkintoje būsenoje metalų aktyvumas didėja. Dauguma miltelių pavidalo metalų dega deguonimi.

s-metalai

Parodyta didžiausia atkuriamoji veiklas- metalai. Metalai Na, K, Rb Cs gali užsidegti ore, jie laikomi sandariuose induose arba po žibalo sluoksniu. Be ir Mg pasyvinami žemoje oro temperatūroje. Tačiau užsidegus Mg juostelė dega akinančia liepsna.

MetalaiIIA pogrupiai ir Li, sąveikaudami su deguonimi, sudaro oksidus.

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

Šarminiai metalai, išskyrusLi, sąveikaudami su deguonimi jie sudaro ne oksidus, o peroksidusAš 2 O 2 ir superoksidaiMeO 2 .

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

p-metalai

Priklauso metalaip- prie bloko ant oro yra pasyvuoti.

Kai dega deguonyje

• IIIA pogrupio metalai sudaro tokio tipo oksidus Aš 2 O 3,
• Sn oksiduojasi iki SNO 2 , o Pb – iki PbO
• Bi eina į Bi 2 O 3.

d-metalai

Visid- 4 periodo metalai oksiduojami deguonimi. Sc, Mn, Fe yra lengviausiai oksiduojami. Ypač atsparus Ti, V, Cr korozijai.

Kai dega deguonyje iš visųd

Kai dega deguonyje iš visųd- 4 periodo elementai, tik skandis, titanas ir vanadis sudaro oksidus, kuriuose Me yra aukščiausios oksidacijos būsenos, lygus grupės skaičiui. Likę 4-ojo periodo d-metalai, degdami deguonyje, sudaro oksidus, kuriuose Me yra tarpinės, bet stabilios oksidacijos būsenos.

Oksidų, susidarančių iš d-metalų 4 periodų degimo deguonimi, tipai:

• Meo formos Zn, Cu, Ni, Co. (esant T>1000°С Cu sudaro Cu 2 O),
• Aš 2 O 3, formos Cr, Fe ir Sc,
• MeO 2 - Mn ir Ti
• V sudaro didžiausią oksidą - V 2 O 5 .

d-5-ojo ir 6-ojo periodų metalai, išskyrus Y, La, labiau nei visi kiti metalai yra atsparūs oksidacijai. Nereaguoti su deguonimi Au, Pt .

Kai dega deguonyjed-5 ir 6 periodų metalai, kaip taisyklė, sudaro aukštesnius oksidus, išimtis yra metalai Ag, Pd, Rh, Ru.

Oksidų, susidarančių iš 5 ir 6 periodų d-metalų degimo deguonimi, tipai:

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

Metalų sąveika su rūgštimis

Rūgščių tirpaluose vandenilio katijonas yra oksidatorius.. H + katijonas gali oksiduoti metalus aktyvumo serijoje iki vandenilio, t.y. turintys neigiamus elektrodų potencialus.

Daugelis metalų, oksiduodamiesi, rūgštiniuose vandeniniuose tirpaluose, daugelis virsta katijonaisMez + .

Daugelio rūgščių anijonai gali turėti stipresnių oksidacinių savybių nei H+. Tokie oksidatoriai apima anijonus ir dažniausiai pasitaikančias rūgštis H 2 TAIP 4 IrHNO 3 .

Anijonai NO 3 - pasižymi oksidacinėmis savybėmis esant bet kokiai koncentracijai tirpale, tačiau redukcijos produktai priklauso nuo rūgšties koncentracijos ir oksiduoto metalo pobūdžio.

Anijonai SO 4 2- pasižymi oksidacinėmis savybėmis tik koncentruotame H 2 SO 4 .

Oksidatorių redukcijos produktai: H + , NO 3 - , TAIP 4 2 -

2H + + 2e - =H 2

TAIP 4 2- iš koncentruoto H2SO4 TAIP 4 2- + 2e - + 4 H + = TAIP 2 + 2 H 2 O

(taip pat galimas S, H 2 S susidarymas)

NO 3 – iš koncentruoto HNO 3 NO 3 - + e - +2H+= NO 2 + H 2 O
NO 3 – iš praskiesto HNO 3 NO 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H2O

(Taip pat galima susidaryti N 2 O, N 2, NH 4 +)

Metalų sąveikos su rūgštimis reakcijų pavyzdžiai

Zn + H 2 SO 4 (razb.) "ZnSO 4 + H 2

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

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

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

Metalų oksidacijos produktai rūgštiniuose tirpaluose

Šarminiai metalai sudaro Me+ tipo katijoną, antrosios grupės s-metalai sudaro katijonus Aš 2+.

P-bloko metalai, ištirpę rūgštyse, sudaro lentelėje nurodytus katijonus.

Metalai Pb ir Bi tirpsta tik azoto rūgštyje.

Aš	Al	Ga	Į	Tl	sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga3+	3+	Tl +	sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo, B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Visi d-metalai 4 periodai, išskyrus Cu , gali būti oksiduojamas jonaisH+ rūgščių tirpaluose.

D-metalų sudarytų katijonų tipai 4 periodai:

• Aš 2+(sudaro d-metalų nuo Mn iki Cu)
• Aš 3+ ( sudaro Sc, Ti, V, Cr ir Fe azoto rūgštyje).
• Ti ir V taip pat sudaro katijonus MeO 2+

d-5 ir 6 periodų elementai yra atsparesni oksidacijai nei 4d- metalai.

Rūgščiuose tirpaluose H + gali oksiduotis: Y, La, Cd.

HNO 3 gali ištirpti: Cd, Hg, Ag. Karštas HNO 3 tirpina Pd, Tc, Re.

Karštame H 2 SO 4 ištirpinkite: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metalai: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W dažniausiai ištirpinami HNO 3 + HF mišinyje.

Vandenyje (HNO 3 + HCl mišiniai) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au ir Os gali būti sunkiai ištirpsta. Priežastis, dėl kurios metalai ištirpsta vandenyse arba HNO 3 + HF mišinyje, yra sudėtingų junginių susidarymas.

Pavyzdys. Aukso ištirpimas Aqua Regia tampa įmanomas dėl to, kad susidaro kompleksas -

Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

Metalų sąveika su vandeniu

Vandens oksidacinės savybės yra dėl H(+1).

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

Kadangi H + koncentracija vandenyje yra maža, jo oksidacinės savybės yra žemos. Metalai gali ištirpti vandenyje E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Visis- metalai, išskyrus Būk ir Mg lengvai tirpsta vandenyje.

2 Na + 2 HOH = H 2 + 2 Oi -

Na stipriai reaguoja su vandeniu, išskirdama šilumą. Išsiskyręs H 2 gali užsidegti.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Mg tirpsta tik verdančiame vandenyje, Be yra apsaugotas nuo oksidacijos inertiniu netirpiu oksidu

p-bloko metalai yra mažiau galingi reduktoriai neis.

Tarp p-metalų redukcinis aktyvumas yra didesnis IIIA pogrupio metalams, Sn ir Pb yra silpni reduktoriai, Bi turi Eo > 0.

p-metalai normaliomis sąlygomis netirpsta vandenyje. Kai apsauginis oksidas ištirpsta nuo paviršiaus šarminiuose tirpaluose, Al, Ga ir Sn oksiduojasi vandeniu.

Tarp d-metalų juos oksiduoja vanduo kaitinant Sc ir Mn, La, Y. Geležis reaguoja su vandens garais.

Metalų sąveika su šarmų tirpalais

Šarminiuose tirpaluose vanduo veikia kaip oksidatorius..

2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo \u003d – 0,826 B (pH \u003d 14)

Vandens oksidacinės savybės mažėja didėjant pH, nes sumažėja H + koncentracija. Nepaisant to, kai kurie vandenyje netirpstantys metalai ištirpsta šarminiuose tirpaluose, pavyzdžiui, Al, Zn ir kai kurie kiti. Pagrindinė tokių metalų tirpimo šarminiuose tirpaluose priežastis yra ta, kad šių metalų oksidai ir hidroksidai yra amfoteriniai, tirpsta šarme, pašalindami barjerą tarp oksidatoriaus ir redukcijos agento.

Pavyzdys. Al ištirpinimas NaOH tirpale.

2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2