Ejemplos de metales y no metales. Propiedades químicas de los metales.
PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS METALES
Según sus propiedades químicas los metales se dividen en:1 )Activo (metales alcalinos y alcalinotérreos, Mg, Al, Zn, etc.)
2) metalesactividad promedio (Fe, Cr, Mn, etc.);
3 )Bajo activo (Cu, Ag)
4) metales nobles – Au, Pt, Pd, etc.
En las reacciones sólo hay agentes reductores. Los átomos de metal ceden fácilmente electrones de la capa electrónica externa (y algunos de la externa), convirtiéndose en iones positivos. Posibles estados de oxidación de Me Mínimo 0,+1,+2,+3 Máximo +4,+5,+6,+7,+8
1. INTERACCIÓN CON LOS NO METALES
1. CON HIDRÓGENO
Los metales de los grupos IA y IIA reaccionan cuando se calientan, excepto el berilio. Se forman hidruros de sustancias sólidas inestables, otros metales no reaccionan.
2K + H₂ = 2KH (hidruro de potasio)
Ca + H₂ = CaH₂
2. CON OXÍGENO
Todos los metales reaccionan excepto el oro y el platino. La reacción con la plata se produce a altas temperaturas, pero prácticamente no se forma óxido de plata (II), ya que es térmicamente inestable. Los metales alcalinos en condiciones normales forman óxidos, peróxidos, superóxidos (óxido de litio, peróxido de sodio, potasio, cesio, superóxido de rubidio).
4Li + O2 = 2Li2O (óxido)
2Na + O2 = Na2O2 (peróxido)
K+O2=KO2 (superóxido)
Los metales restantes de los subgrupos principales en condiciones normales forman óxidos con un estado de oxidación igual al número de grupo 2Ca+O2=2CaO
2Ca+O2=2CaO
Los metales de los subgrupos secundarios forman óxidos en condiciones normales y cuando se calientan, óxidos de diversos grados de oxidación y hierro - incrustaciones de hierro Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (rojo) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (negro);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
3. CON HALÓGENO
haluros (fluoruros, cloruros, bromuros, yoduros). Las sustancias alcalinas se encienden en condiciones normales con F, Cl, Br:
2Na + Cl2 = 2NaCl (cloruro)
Las tierras alcalinas y el aluminio reaccionan en condiciones normales:
CONa+Cl2=CONaCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Metales de subgrupos secundarios a temperaturas elevadas.
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 cloruro férrico (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(¡no hay yoduro de cobre (+2)!)
4. INTERACCIÓN CON EL AZUFRE
cuando se calienta, incluso con metales alcalinos, con mercurio en condiciones normales. Todos los metales reaccionan excepto el oro y el platino.
Congris – sulfuros: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfuro)
CONa+S=CONcomo(sulfuro) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (negro)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERACCIÓN CON FÓSFORO Y NITRÓGENO
ocurre cuando se calienta (excepción: litio con nitrógeno en condiciones normales):
con fósforo – fosfuros: 3California + 2 PAG=Ca3PAG2,
Con nitrógeno - nitruros 6Li + N2 = 3Li2N (nitruro de litio) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitruro de magnesio) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. INTERACCIÓN CON CARBONO Y SILICIO
ocurre cuando se calienta:
Los carburos se forman con el carbono y sólo los metales más activos reaccionan con el carbono. De los metales alcalinos, los carburos forman litio y sodio, el potasio, el rubidio y el cesio no interactúan con el carbono:
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Los metales (los elementos d forman compuestos de composición no estequiométrica con el carbono, como soluciones sólidas: WC, ZnC, TiC) se utilizan para producir aceros superduros.
con silicio – siliciuros: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. INTERACCIÓN DE METALES CON AGUA:
Los metales que preceden al hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico reaccionan con el agua. Los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua sin calentarse, formando hidróxidos solubles (álcalis) e hidrógeno, aluminio (después de la destrucción de la película de óxido - amalgia), magnesio cuando se calienta, formando bases insolubles e hidrógeno.
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
CONa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Otros metales reaccionan con el agua solo en estado caliente, formando óxidos (hierro - incrustaciones de hierro)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 CON OXÍGENO Y AGUA
En el aire, el hierro y el cromo se oxidan fácilmente en presencia de humedad (oxidación)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. INTERACCIÓN DE METALES CON ÓXIDOS
Los metales (Al, Mg, Ca) se reducen a alta temperatura no metales o metales menos activos a partir de sus óxidos → no metales o metales y óxidos poco activos (termia de calcio, termia de magnesio, aluminotermia)
2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (termita) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CO2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO
10. CON ÓXIDOS
Los metales hierro y cromo reaccionan con los óxidos, reduciendo el estado de oxidación.
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. INTERACCIÓN DE METALES CON ALCALINOS
Sólo aquellos metales cuyos óxidos e hidróxidos tienen propiedades anfóteras interactúan con los álcalis (Zn, Al, Cr(III), Fe(III), etc. FUSIÓN → sal metálica + hidrógeno.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (zincat de sodio)
2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
SOLUCIÓN → sal metálica compleja + hidrógeno.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (tetrahidroxizincato de sodio) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. INTERACCIÓN CON ÁCIDOS (EXCEPTO HNO3 y H2SO4 (conc.)
Los metales que están a la izquierda del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico de los metales lo desplazan de los ácidos diluidos → sal e hidrógeno.
¡Recordar! El ácido nítrico nunca libera hidrógeno al interactuar con metales.
Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl₃ + H2
13. REACCIONES CON LA SAL
Los metales activos desplazan a los metales menos activos de las sales. Recuperación de soluciones:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
FeSO4 + Cu =REACCIONESNO
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 +CONtu
Recuperación de metales a partir de sales fundidas.
3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Los metales del grupo B reaccionan con las sales, reduciendo el estado de oxidación.
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
Los metales ocupan la esquina inferior izquierda de la tabla periódica. Los metales pertenecen a las familias de elementos s, elementos d, elementos f y parcialmente elementos p.
La propiedad más típica de los metales es su capacidad para donar electrones y convertirse en iones cargados positivamente. Además, los metales sólo pueden presentar un estado de oxidación positivo.
Yo - ne = Yo n +
1. Interacción de metales con no metales.
A ) Interacción de metales con hidrógeno.
Los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan directamente con el hidrógeno, formando hidruros.
Por ejemplo:
Ca + H 2 = CaH 2
Se forman compuestos no estequiométricos con estructura cristalina iónica.
b) Interacción de los metales con el oxígeno.
Todos los metales excepto Au, Ag, Pt se oxidan con el oxígeno atmosférico.
Ejemplo:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peróxido)
4K + O2 = 2K2O
2Mg + O2 = 2MgO
2Cu + O 2 = 2CuO
c) Interacción de metales con halógenos.
Todos los metales reaccionan con los halógenos para formar haluros.
Ejemplo:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Se trata principalmente de compuestos iónicos: MeHal n
d) Interacción de metales con nitrógeno.
Los metales alcalinos y alcalinotérreos interactúan con el nitrógeno.
Ejemplo:
3Ca + N2 = Ca3N2
Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitruro.
e) Interacción de los metales con el carbono.
Compuestos de metales y carbono - carburos. Se forman por la interacción de masas fundidas con carbono. Los metales activos forman compuestos estequiométricos con el carbono:
4Al + 3C = Al4C3
Los metales (los elementos d forman compuestos de composición no estequiométrica, como soluciones sólidas: WC, ZnC, TiC) se utilizan para producir aceros superduros.
2. Interacción de metales con agua.
Los metales que tienen un potencial más negativo que el potencial redox del agua reaccionan con el agua.
Los metales activos reaccionan más activamente con el agua, descomponiéndola y liberando hidrógeno.
Na + 2H2O = H2 + 2NaOH
Los metales menos activos descomponen lentamente el agua y el proceso se ralentiza debido a la formación de sustancias insolubles.
3. Interacción de metales con soluciones salinas.
Esta reacción es posible si el metal que reacciona es más activo que el de la sal:
Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 V., = + 0,34 V.
Un metal con un potencial de electrodo estándar más negativo o menos positivo desplaza a otro metal de la solución de su sal.
4. Interacción de metales con soluciones alcalinas.
Los metales que producen hidróxidos anfóteros o tienen estados de oxidación elevados en presencia de agentes oxidantes fuertes pueden reaccionar con los álcalis. Cuando los metales interactúan con soluciones alcalinas, el agente oxidante es el agua.
Ejemplo:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oxidación
Zn 0 - agente reductor
1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - reducción
H 2 O - agente oxidante
Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2
Los metales con estados de oxidación elevados pueden interactuar con los álcalis durante la fusión:
4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Interacción de metales con ácidos.
Estas son reacciones complejas; los productos de la reacción dependen de la actividad del metal, el tipo y concentración del ácido y la temperatura.
Según su actividad, los metales se dividen convencionalmente en activos, de actividad media y de baja actividad.
Los ácidos se dividen convencionalmente en 2 grupos:
Grupo I: ácidos con baja capacidad oxidante: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (diluido), H 3 PO 4, H 2 S, el agente oxidante aquí es H +. Al interactuar con metales, se libera oxígeno (H 2 ). Los metales con potencial de electrodo negativo reaccionan con ácidos del primer grupo.
Grupo II: ácidos con alta capacidad oxidante: H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (diluido), HNO 3 (conc.). En estos ácidos, los agentes oxidantes son los aniones ácidos: . Los productos de la reducción de aniones pueden ser muy diversos y dependen de la actividad del metal.
H 2 S - con metales activos
H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - con metales de actividad media
SO 2 - con metales poco activos
NH 3 (NH 4 NO 3) - con metales activos
HNO 3 +4.5e N 2 O, N 2 - con metales de actividad media
NO - con metales poco activos
HNO 3 (conc.) - NO 2 - con metales de cualquier actividad.
Si los metales tienen valencia variable, entonces con los ácidos del grupo I los metales adquieren un estado de oxidación positivo más bajo: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Al interactuar con ácidos del grupo II, el estado de oxidación es +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+ y nunca se libera hidrógeno.
Algunos metales (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, etc.) en soluciones de ácidos fuertes, cuando se oxidan, se cubren con una densa película de óxido, que protege el metal de una mayor disolución (pasivación), pero cuando se calienta, el óxido La película se disuelve y la reacción continúa.
Los metales poco solubles con un potencial de electrodo positivo pueden disolverse en ácidos del grupo I en presencia de agentes oxidantes fuertes.
Propiedades químicas características de sustancias simples: metales.
La mayoría de los elementos químicos se clasifican como metales: 92 de 114 elementos conocidos. Rieles- Este elementos químicos, cuyos átomos ceden electrones de la capa electrónica externa (y parte de la externa), convirtiéndose en iones positivos. Esta propiedad de los átomos metálicos está determinada por que tienen radios relativamente grandes y un pequeño número de electrones(principalmente de 1 a 3 en la capa exterior). Las únicas excepciones son 6 metales: los átomos de germanio, estaño y plomo en la capa exterior tienen 4 electrones, los átomos de antimonio y bismuto tienen 5, los átomos de polonio tienen 6. Para los átomos metálicos caracterizado por pequeños valores de electronegatividad(de 0,7 a 1,9) y exclusivamente propiedades restauradoras, es decir, la capacidad de donar electrones. En la tabla periódica de elementos químicos de D.I. Mendeleev, los metales se encuentran debajo de la diagonal boro-astato, así como encima de ella, en subgrupos secundarios. En los períodos y subgrupos principales se conocen patrones en los cambios metálicos y, por tanto, en las propiedades reductoras de los átomos de los elementos.
Elementos químicos situados cerca de la diagonal boro-astato (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, etc.) tener propiedades duales: en algunos de sus compuestos se comportan como metales, en otros exhiben propiedades de no metales. En los subgrupos secundarios, las propiedades reductoras de los metales suelen disminuir al aumentar el número atómico.
Compare la actividad de los metales del grupo I del subgrupo secundario que conoce: Cu, Ag, Au; Grupo II del subgrupo secundario: Zn, Cd, Hg, y lo comprobará usted mismo. Esto puede explicarse por el hecho de que la fuerza del enlace entre los electrones de valencia y el núcleo en los átomos de estos metales está influenciada en gran medida por la magnitud de la carga nuclear y no por el radio del átomo. La carga nuclear aumenta significativamente y aumenta la atracción de los electrones hacia el núcleo. En este caso, aunque el radio atómico aumenta, no es tan significativo como para los metales de los principales subgrupos.
Las sustancias simples formadas por elementos químicos (metales) y las sustancias complejas que contienen metales desempeñan un papel vital en la “vida” mineral y orgánica de la Tierra. Baste recordar que los átomos (iones) de los elementos metálicos son parte integral de los compuestos que determinan el metabolismo en el cuerpo de humanos y animales. Por ejemplo, en la sangre humana se encuentran 76 elementos y sólo 14 de ellos no son metales.
En el cuerpo humano algunos elementos metálicos (calcio, potasio, sodio, magnesio) están presentes en grandes cantidades, es decir, son macroelementos. Y metales como el cromo, el manganeso, el hierro, el cobalto, el cobre, el zinc y el molibdeno están presentes en pequeñas cantidades, es decir, son oligoelementos. Si una persona pesa 70 kg, entonces su cuerpo contiene (en gramos): calcio - 1700, potasio - 250, sodio - 70, magnesio - 42, hierro - 5, zinc - 3. Todos los metales son extremadamente importantes, surgen problemas de salud y con su deficiencia y con su exceso.
Por ejemplo, los iones de sodio regulan el contenido de agua en el cuerpo y la transmisión de los impulsos nerviosos. Su deficiencia provoca dolores de cabeza, debilidad, mala memoria, pérdida de apetito y su exceso provoca aumento de la presión arterial, hipertensión y enfermedades cardíacas.
Sustancias simples: metales.
El surgimiento de la civilización (Edad del Bronce, Edad del Hierro) está asociado con el desarrollo de la producción de metales (sustancias simples) y aleaciones. La revolución científica y tecnológica que comenzó hace unos 100 años afectó tanto a la industria como a esfera social, también está estrechamente relacionado con la producción de metales. A partir de tungsteno, molibdeno, titanio y otros metales, comenzaron a crear aleaciones refractarias superduras y resistentes a la corrosión, cuyo uso amplió enormemente las capacidades de la ingeniería mecánica. En la tecnología nuclear y espacial, las aleaciones de tungsteno y renio se utilizan para fabricar piezas que funcionan a temperaturas de hasta 3.000 °C; En medicina, se utilizan instrumentos quirúrgicos hechos de aleaciones de tantalio y platino y cerámicas únicas a base de óxidos de titanio y circonio.
Y, por supuesto, no debemos olvidar que en la mayoría de las aleaciones se utiliza el conocido hierro metálico, y la base de muchas aleaciones ligeras son metales relativamente "jóvenes": aluminio y magnesio. Los materiales compuestos se han convertido en supernovas, que son, por ejemplo, polímeros o cerámicas, que en su interior (como el hormigón con varillas de hierro) están reforzados con fibras metálicas de tungsteno, molibdeno, acero y otros metales y aleaciones; todo depende del objetivo y del objetivo. propiedades del material necesarias para conseguirlo. La figura muestra un diagrama de la red cristalina del sodio metálico. En él, cada átomo de sodio está rodeado por ocho vecinos. El átomo de sodio, como todos los metales, tiene muchos orbitales de valencia vacíos y pocos electrones de valencia. Fórmula electrónica del átomo de sodio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, donde 3s, 3p, 3d - orbitales de valencia.
Un solo electrón de valencia del átomo de sodio 3s. 1 Puede ocupar cualquiera de los nueve orbitales libres: 3s (uno), 3p (tres) y 3d (cinco), porque no difieren mucho en el nivel de energía. Cuando los átomos se acercan entre sí, cuando se forma una red cristalina, los orbitales de valencia de los átomos vecinos se superponen, por lo que los electrones se mueven libremente de un orbital a otro, estableciendo enlaces entre todos los átomos del cristal metálico. Este enlace químico se llama metálico.
Un enlace metálico está formado por elementos cuyos átomos en la capa exterior tienen pocos electrones de valencia en comparación con una gran cantidad de orbitales externos que están energéticamente cerca. Sus electrones de valencia están débilmente retenidos en el átomo. Los electrones que llevan a cabo la comunicación están socializados y se mueven a lo largo de la red cristalina del metal generalmente neutro. Las sustancias con un enlace metálico se caracterizan por tener redes cristalinas metálicas, que normalmente se representan esquemáticamente como se muestra en la figura. Los cationes y átomos metálicos ubicados en los sitios de la red cristalina proporcionan su estabilidad y fuerza (los electrones socializados se representan como pequeñas bolas negras).
Conexión metálica- Se trata de un enlace en metales y aleaciones entre átomos metálicos ubicados en los nodos de la red cristalina, realizado por electrones de valencia compartidos. Algunos metales cristalizan en dos o más formas cristalinas. Esta propiedad de las sustancias (existir en varias modificaciones cristalinas) se llama polimorfismo. El polimorfismo de sustancias simples se conoce como alotropía. Por ejemplo, el hierro tiene cuatro modificaciones cristalinas, cada una de las cuales es estable en un determinado rango de temperatura:
α - estable hasta 768 °C, ferromagnético;
β - estable de 768 a 910 °C, no ferromagnético, es decir, paramagnético;
γ - estable de 910 a 1390 °C, no ferromagnético, es decir, paramagnético;
δ - estable de 1390 a 1539 °C (£° pl hierro), no ferromagnético.
El estaño tiene dos modificaciones cristalinas:
α - estable por debajo de 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Esto es estaño gris. Tiene una red cristalina tipo diamante (atómica);
β - estable por encima de 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Esta es lata blanca.
El estaño blanco es un metal muy blando de color blanco plateado. Cuando se enfría por debajo de 13,2 °C, se desmorona hasta convertirse en un polvo gris, ya que durante la transición su volumen específico aumenta significativamente. Este fenómeno se denominó “plaga del estaño”.
Por supuesto, un tipo especial de enlace químico y el tipo de red cristalina de los metales deben determinarlos y explicarlos. propiedades físicas. ¿Qué son? Se trata de brillo metálico, ductilidad, alta conductividad eléctrica y térmica, aumento de la resistencia eléctrica al aumentar la temperatura, así como propiedades tan importantes como densidad, altos puntos de fusión y ebullición, dureza, propiedades magnéticas. Un efecto mecánico sobre un cristal con una red cristalina metálica provoca un desplazamiento de las capas de átomos de iones entre sí (Fig.17) y, dado que los electrones se mueven por todo el cristal, no se produce una ruptura de enlaces, por lo que los metales se caracterizan por una mayor plasticidad. Un efecto similar en un sólido con enlaces covalentes (una red cristalina atómica) conduce a la ruptura de los enlaces covalentes. La ruptura de enlaces en la red iónica provoca la repulsión mutua de iones con carga similar. Por tanto, las sustancias con redes cristalinas atómicas e iónicas son frágiles. Los metales más dúctiles son Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Se transforman fácilmente en alambre, se pueden forjar, prensar o enrollar en láminas. Por ejemplo, a partir de oro se puede fabricar una lámina de oro de 0,003 mm de espesor y a partir de 0,5 g de este metal se puede extraer un hilo de 1 km de longitud. Incluso el mercurio, que es líquido a temperatura ambiente, se vuelve maleable en estado sólido a bajas temperaturas, como el plomo. Sólo Bi y Mn no tienen plasticidad; son frágiles.
¿Por qué los metales tienen un brillo característico y además son opacos?
Los electrones que llenan el espacio interatómico reflejan los rayos de luz (en lugar de transmitirlos como el vidrio) y la mayoría de los metales dispersan por igual todos los rayos de la parte visible del espectro. Por lo tanto son de color blanco plateado o gris. El estroncio, el oro y el cobre absorben en mayor medida longitudes de onda cortas (cercanas al violeta) y reflejan longitudes de onda largas del espectro luminoso, por lo que tienen colores amarillo claro, amarillo y “cobre”. Aunque en la práctica el metal no siempre nos parece un “cuerpo ligero”. En primer lugar, su superficie puede oxidarse y perder brillo. Por tanto, el cobre nativo parece una piedra verdosa. A En segundo lugar, y es posible que el metal puro no brille. Las láminas muy finas de plata y oro tienen un aspecto completamente inesperado: tienen un color verde azulado. Y los finos polvos metálicos aparecen de color gris oscuro, incluso negro. La plata, el aluminio y el paladio tienen la mayor reflectividad. Se utilizan en la fabricación de espejos, incluidos focos.
¿Por qué los metales tienen alta conductividad eléctrica y conducen calor?
Los electrones que se mueven caóticamente en un metal, bajo la influencia de un voltaje eléctrico aplicado, adquieren un movimiento direccional, es decir, conducen corriente eléctrica. A medida que aumenta la temperatura del metal, aumentan las amplitudes de vibración de los átomos e iones ubicados en los nodos de la red cristalina. Esto dificulta el movimiento de los electrones y la conductividad eléctrica del metal disminuye. A bajas temperaturas, el movimiento oscilatorio, por el contrario, se reduce considerablemente y la conductividad eléctrica de los metales aumenta considerablemente. De cerca cero absoluto En los metales prácticamente no hay resistencia, la superconductividad aparece en la mayoría de los metales.
Cabe señalar que los no metales que tienen conductividad eléctrica (por ejemplo, el grafito), a bajas temperaturas, por el contrario, no conducen corriente eléctrica debido a la falta de electrones libres. Y sólo con el aumento de temperatura y la destrucción de algunos enlaces covalentes comienza a aumentar su conductividad eléctrica. La plata, el cobre, así como el oro y el aluminio tienen la conductividad eléctrica más alta; el manganeso, el plomo y el mercurio tienen la más baja.
Muy a menudo, la conductividad térmica de los metales cambia con el mismo patrón que la conductividad eléctrica. Se debe a la alta movilidad de los electrones libres que, al chocar con iones y átomos vibrantes, intercambian energía con ellos. La temperatura se iguala en toda la pieza de metal.
La resistencia mecánica, la densidad y el punto de fusión de los metales son muy diferentes.. Además, con un aumento en el número de electrones que conectan los iones-átomos y una disminución en la distancia interatómica en los cristales, los indicadores de estas propiedades aumentan.
Entonces, Metales alcalinos(Li, K, Na, Rb, Cs), cuyos átomos tienen un electrón de valencia, blando (cortado con cuchillo), de baja densidad (el litio es el metal más ligero con p = 0,53 g/cm 3) y se funde a bajas temperaturas (por ejemplo, el punto de fusión del cesio es de 29 °C). El único metal líquido en condiciones normales es el mercurio, que tiene un punto de fusión de -38,9 °C. El calcio, que tiene dos electrones en el nivel de energía exterior de sus átomos, es mucho más duro y se funde a una temperatura más alta (842 °C). Aún más duradera es la red cristalina formada por iones de escandio, que tienen tres electrones de valencia. Pero las redes cristalinas más fuertes, las altas densidades y los puntos de fusión se observan en los metales de los subgrupos secundarios V, VI, VII, VIII. Esto se explica por el hecho de que los metales de los subgrupos laterales, que tienen electrones de valencia desapareados en el subnivel d, se caracterizan por la formación de enlaces covalentes muy fuertes entre átomos, además del metálico, realizado por electrones del exterior. capa de los orbitales s.
El metal más pesado.- este es el osmio (Os) con p = 22,5 g/cm 3 (un componente de aleaciones superduras y resistentes al desgaste), el metal más refractario es el tungsteno W con t = 3420 ° C (utilizado para la fabricación de lámparas incandescentes filamentos), la mayoría metal duro- esto es cromo Cr (vidrio rayado). Forman parte de los materiales con los que se fabrican las herramientas para cortar metales, las pastillas de freno de máquinas pesadas, etc.. Los metales interactúan con el campo magnético de diferentes maneras. Metales como el hierro, el cobalto, el níquel y el gadolinio destacan por su capacidad de estar altamente magnetizados. Se llaman ferroimanes. La mayoría de los metales (metales alcalinos y alcalinotérreos y una parte importante de los metales de transición) están débilmente magnetizados y no retienen este estado fuera de un campo magnético: son paramagnéticos. Los metales expulsados por un campo magnético son diamagnéticos (cobre, plata, oro, bismuto).
Al revisar estructura electronica metales, dividimos los metales en metales de los subgrupos principales (elementos s y p) y metales de los subgrupos secundarios (elementos de transición d y f).
En tecnología, se acostumbra clasificar los metales según diversas propiedades físicas:
1. Densidad - luz (p< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Punto de fusión: refractario y de bajo punto de fusión.
Existen clasificaciones de metales en función de sus propiedades químicas. Los metales con baja actividad química se llaman noble(plata, oro, platino y sus análogos: osmio, iridio, rutenio, paladio, rodio). Según la similitud de propiedades químicas, distinguen alcalino(metales del subgrupo principal del grupo I), tierra alcalina(calcio, estroncio, bario, radio), así como metales de tierras raras(escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos).
Propiedades químicas generales de los metales.
Los átomos de metal son relativamente fáciles. donar electrones de valencia y se convierten en iones cargados positivamente, es decir, se oxidan. Ésta es la principal propiedad común tanto de los átomos como de las sustancias simples: los metales. Los metales siempre son agentes reductores en las reacciones químicas. La capacidad reductora de los átomos de sustancias simples: metales formados por elementos químicos de un período o de un subgrupo principal de la tabla periódica de D. I. Mendeleev cambia de forma natural.
La actividad reductora de un metal en reacciones químicas que ocurren en soluciones acuosas se refleja en su posición en la serie de voltaje electroquímico de los metales.
Con base en esta serie de voltajes, se pueden sacar las siguientes conclusiones importantes sobre la actividad química de los metales en reacciones que ocurren en soluciones acuosas en condiciones estándar (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Cuanto más a la izquierda esté un metal en esta fila, más potente será el agente reductor.
· Cada metal es capaz de desplazar (reducir) de las sales en solución aquellos metales que se encuentran detrás de él en la serie de tensiones (a la derecha).
· Los metales ubicados en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno son capaces de desplazarlo de los ácidos en solución.
· Los metales que son los agentes reductores más fuertes (alcalinos y alcalinotérreos) reaccionan principalmente con agua en cualquier solución acuosa.
La actividad reductora de un metal, determinada a partir de la serie electroquímica, no siempre se corresponde con su posición en la tabla periódica. Esto se explica por el hecho de que al determinar la posición de un metal en una serie de tensiones, no solo se tiene en cuenta la energía de la abstracción de electrones de los átomos individuales, sino también la energía gastada en la destrucción de la red cristalina, así como como la energía liberada durante la hidratación de los iones. Por ejemplo, el litio es más activo en soluciones acuosas que el sodio (aunque el Na es un metal más activo por su posición en el sistema periódico). El caso es que la energía de hidratación de los iones Li + es mucho mayor que la energía de hidratación del Na +, por lo que el primer proceso es energéticamente más favorable. Habiendo examinado las disposiciones generales que caracterizan las propiedades reductoras de los metales, pasemos a reacciones químicas específicas.
Interacción de metales con no metales.
· La mayoría de los metales forman óxidos con el oxígeno.- básico y anfótero. Los óxidos ácidos de metales de transición, como el óxido de cromo (VI) CrOg o el óxido de manganeso (VII) Mn 2 O 7, no se forman por oxidación directa del metal con oxígeno. Se obtienen indirectamente.
Los metales alcalinos Na, K reaccionan activamente con el oxígeno del aire., formando peróxidos:
El óxido de sodio se obtiene indirectamente calcinando peróxidos con los metales correspondientes:
El litio y los metales alcalinotérreos reaccionan con el oxígeno atmosférico formando óxidos básicos:
Otros metales, excepto el oro y el platino, que no se oxidan en absoluto con el oxígeno atmosférico, interactúan con él de forma menos activa o cuando se calientan:
· Con los halógenos, los metales forman sales de ácidos hidrohálicos., Por ejemplo:
· Los metales más activos forman hidruros con hidrógeno.- sustancias iónicas similares a sales en las que el hidrógeno tiene un estado de oxidación -1, por ejemplo:
Muchos metales de transición forman hidruros de un tipo especial con hidrógeno: es como si el hidrógeno se disolviera o se introdujera en la red cristalina de los metales entre átomos e iones, mientras que el metal conserva su apariencia, pero aumenta de volumen. El hidrógeno absorbido se encuentra en el metal, aparentemente en forma atómica.
También existen hidruros metálicos intermedios.
· Los metales grises forman sales - sulfuros., Por ejemplo:
· Los metales reaccionan algo más difícilmente con el nitrógeno., porque el enlace químico en la molécula de nitrógeno N2 es muy fuerte; En este caso se forman nitruros. A temperaturas normales, sólo el litio reacciona con el nitrógeno:
Interacción de metales con sustancias complejas.
· Con agua. En condiciones normales, los metales alcalinos y alcalinotérreos desplazan el hidrógeno del agua y forman bases solubles (álcalis, por ejemplo):
Otros metales que se encuentran en la serie de voltaje anterior al hidrógeno también pueden, bajo ciertas condiciones, desplazar al hidrógeno del agua. Pero el aluminio reacciona violentamente con el agua sólo si se retira la película de óxido de su superficie:
El magnesio reacciona con el agua solo cuando se hierve y también se libera hidrógeno:
Si se agrega magnesio quemado al agua, la combustión continúa porque ocurre la reacción:
El hierro reacciona con el agua sólo cuando está caliente:
· Con ácidos en solución (HCl, H 2 ENTONCES 4 ),CH 3 COOH y otros, excepto HNO 3 ) interactúan los metales que están en la serie de voltaje hasta el hidrógeno. Esto produce sal e hidrógeno.
Pero el plomo (y algunos otros metales), a pesar de su posición en la serie de voltaje (a la izquierda del hidrógeno), es casi insoluble en ácido sulfúrico diluido, ya que el sulfato de plomo resultante, PbSO 4, es insoluble y crea una película protectora en la superficie del metal. .
· Con sales de metales menos activos en solución. Como resultado de esta reacción, se forma una sal de un metal más activo y se libera un metal menos activo en forma libre.
Hay que recordar que la reacción se produce en los casos en que la sal resultante es soluble. El desplazamiento de metales de sus compuestos por otros metales fue estudiado en detalle por primera vez por N. N. Beketov, un gran científico ruso en el campo de la química física. Ordenó los metales según su actividad química en una "serie de desplazamiento", que se convirtió en el prototipo de una serie de tensiones metálicas.
· Con sustancias orgánicas. La interacción con ácidos orgánicos es similar a las reacciones con ácidos minerales. Los alcoholes pueden exhibir propiedades ácidas débiles cuando interactúan con metales alcalinos:
El fenol reacciona de manera similar:
Los metales participan en reacciones con haloalcanos, que se utilizan para obtener cicloalcanos inferiores y para síntesis durante las cuales el esqueleto carbonado de la molécula se vuelve más complejo (reacción de A. Wurtz):
· Los metales cuyos hidróxidos son anfóteros reaccionan con álcalis en solución. Por ejemplo:
· Los metales pueden formar compuestos químicos entre sí, que en conjunto se denominan compuestos intermetálicos. En la mayoría de los casos, no presentan estados de oxidación de los átomos, que son característicos de los compuestos de metales con no metales. Por ejemplo:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, etc.
Los compuestos intermetálicos no suelen tener una composición constante, el enlace químico que contienen es principalmente metálico. La formación de estos compuestos es más típica de los metales de subgrupos secundarios.
Metales de los principales subgrupos de los grupos I-III de la tabla periódica de elementos químicos por D. I. Mendeleev
características generales
Se trata de metales del subgrupo principal del grupo I. Sus átomos en el nivel de energía exterior tienen un electrón cada uno. Metales alcalinos - agentes reductores fuertes. Su poder reductor y su actividad química aumentan al aumentar el número atómico del elemento (es decir, de arriba a abajo en la tabla periódica). Todos ellos tienen conductividad electrónica. La fuerza del enlace entre los átomos de metales alcalinos disminuye al aumentar el número atómico del elemento. También disminuyen sus puntos de fusión y ebullición. Los metales alcalinos reaccionan con muchas sustancias simples. agentes oxidantes. En reacciones con agua forman bases solubles en agua (álcalis). Elementos alcalinotérreos se denominan elementos del subgrupo principal del grupo II. Los átomos de estos elementos contienen en el nivel de energía exterior. dos electrones cada uno. Ellos son los agentes reductores más fuertes, tienen un estado de oxidación de +2. En este subgrupo principal, se observan patrones generales de cambios en las propiedades físicas y químicas, asociados con un aumento en el tamaño de los átomos en el grupo de arriba a abajo, y el enlace químico entre los átomos también se debilita. A medida que aumenta el tamaño del ion, las propiedades ácidas de los óxidos e hidróxidos se debilitan y las básicas aumentan.
El subgrupo principal del grupo III está formado por los elementos boro, aluminio, galio, indio y talio. Todos los elementos son elementos p. A nivel de energía externa tienen tres(es) 2 pag 1 ) electrón, lo que explica la similitud de propiedades. Estado de oxidación +3. Dentro de un grupo, a medida que aumenta la carga nuclear, aumentan las propiedades metálicas. El boro es un elemento no metálico, mientras que el aluminio ya tiene propiedades metálicas. Todos los elementos forman óxidos e hidróxidos.
La mayoría de los metales se encuentran en subgrupos de la tabla periódica. A diferencia de los elementos de los subgrupos principales, donde el nivel exterior de los orbitales atómicos se llena gradualmente con electrones, los orbitales d del penúltimo nivel de energía y los orbitales s del último se llenan en los elementos de los subgrupos secundarios. El número de electrones corresponde al número de grupo. Los elementos con igual número de electrones de valencia se agrupan bajo el mismo número. Todos los elementos de los subgrupos son metales.
Las sustancias simples formadas por subgrupos de metales tienen redes cristalinas fuertes que son resistentes al calor. Estos metales son los más fuertes y refractarios entre otros metales. En los elementos d, es claramente visible una transición con un aumento en su valencia de propiedades básicas de anfóteras a ácidas.
Metales alcalinos (Na, K)
A nivel de energía externa, los átomos de metales alcalinos de los elementos contienen un electrón cada uno, situado a gran distancia del núcleo. Ceden fácilmente este electrón, por lo que son fuertes agentes reductores. En todos los compuestos, los metales alcalinos presentan un estado de oxidación de +1. Sus propiedades reductoras aumentan al aumentar el radio atómico de Li a Cs.. Todos ellos son metales típicos, tienen un color blanco plateado, son blandos (se pueden cortar con un cuchillo), ligeros y fusibles. Interactuar activamente con todos. no metales:
Todos los metales alcalinos, al reaccionar con el oxígeno (a excepción del Li), forman peróxidos. Los metales alcalinos no se encuentran en forma libre debido a su alta reactividad química.
Óxidos- sólidos con propiedades básicas. Se obtienen calcinando peróxidos con los metales correspondientes:
Hidróxidos NaOH, KOH- sustancias sólidas de color blanco, higroscópicas, solubles en agua con liberación de calor, se clasifican como álcalis:
Las sales de metales alcalinos son casi todas solubles en agua. Los más importantes: Na 2 CO 3 - carbonato de sodio; Na 2 CO 3 · 10H 2 O - refresco cristalino; NaHCO 3 - bicarbonato de sodio, bicarbonato de sodio; K 2 CO 3 - carbonato de potasio, potasa; Na 2 SO 4 · 10H 2 O - Sal de Glauber; NaCl: cloruro de sodio, sal de mesa.
Elementos del grupo I en tablas.
Metales alcalinotérreos (Ca, Mg)
El calcio (Ca) es un representante metales alcalinotérreos, que son los nombres de los elementos del subgrupo principal del grupo II, pero no todos, sino solo comenzando desde el calcio y bajando por el grupo. Estos son los elementos químicos que, al interactuar con el agua, forman álcalis. El calcio a nivel de energía externa contiene dos electrones, estado de oxidación +2.
Las propiedades físicas y químicas del calcio y sus compuestos se presentan en la tabla.
Magnesio (Mg) Tiene la misma estructura atómica que el calcio, su estado de oxidación también es +2. Es un metal blando, pero su superficie está cubierta con una película protectora al aire, lo que reduce ligeramente la reactividad química. Su combustión va acompañada de un destello cegador. MgO y Mg(OH) 2 presentan propiedades básicas. Aunque el Mg(OH) 2 es ligeramente soluble, colorea la solución de fenolftaleína de color carmesí.
Mg + O 2 = MgO 2
Los óxidos de MO son sustancias duras, blancas y refractarias. En ingeniería, al CaO se le llama cal viva y al MgO se le llama magnesia quemada; estos óxidos se utilizan en la producción de materiales de construcción. La reacción del óxido de calcio con agua va acompañada de la liberación de calor y se llama apagado de cal, y el Ca(OH) 2 resultante se llama cal apagada. Una solución transparente de hidróxido de calcio se llama agua de cal y una suspensión blanca de Ca(OH) 2 en agua se llama lechada de cal.
Las sales de magnesio y calcio se obtienen haciéndolas reaccionar con ácidos.
CaCO 3: carbonato de calcio, tiza, mármol, piedra caliza. Utilizado en la construcción. El MgCO 3 (carbonato de magnesio) se utiliza en metalurgia para eliminar la escoria.
CaSO 4 · 2H 2 O - yeso. MgSO 4, sulfato de magnesio, llamado sal amarga o inglesa, que se encuentra en el agua de mar. BaSO 4 - sulfato de bario - debido a su insolubilidad y capacidad para bloquear los rayos X, se utiliza en el diagnóstico ("papilla de barita") del tracto gastrointestinal.
El calcio representa el 1,5% del peso corporal humano y el 98% del calcio se encuentra en los huesos. El magnesio es un bioelemento, hay alrededor de 40 g en el cuerpo humano y participa en la formación de moléculas de proteínas.
Metales alcalinotérreos en tablas.
Aluminio
Aluminio (Al)- elemento del subgrupo principal del grupo III tabla periódica D. I. Mendeleev. El átomo de aluminio contiene en el nivel de energía exterior. tres electrones, que libera fácilmente durante las interacciones químicas. El antepasado del subgrupo y vecino superior del aluminio, el boro, tiene un radio atómico más pequeño (para el boro es de 0,080 nm, para el aluminio, 0,143 nm). Además, el átomo de aluminio tiene una capa intermedia de ocho electrones (2e; 8e; 3e), que impide que los electrones externos lleguen al núcleo. Por tanto, las propiedades reductoras de los átomos de aluminio son bastante pronunciadas.
En casi todos sus compuestos, el aluminio tiene estado de oxidación +3.
El aluminio es una sustancia simple.
Metal ligero blanco plateado. Se funde a 660 °C. Es muy plástico, se enrolla fácilmente en alambre y se enrolla en láminas de hasta 0,01 mm de espesor. Tiene una conductividad eléctrica y térmica muy alta. Forman aleaciones ligeras y fuertes con otros metales. El aluminio es un metal muy activo. Si aluminio en polvo o fino papel de aluminio se calientan demasiado, entonces encender y arder con una llama cegadora:
Esta reacción se puede observar cuando arden bengalas y fuegos artificiales. El aluminio, como todos los metales, Reacciona fácilmente con no metales., especialmente en forma de polvo. Para que comience la reacción, es necesario un calentamiento inicial, con la excepción de las reacciones con halógenos: cloro y bromo, pero luego todas las reacciones del aluminio con no metales proceden de manera muy violenta y van acompañadas de la liberación de una gran cantidad de calor. :
Aluminio Se disuelve bien en ácidos sulfúrico y clorhídrico diluidos.:
Y aquí Los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados pasivan el aluminio., formándose en la superficie del metal. película de óxido densa y duradera, lo que impide el mayor progreso de la reacción. Por tanto, estos ácidos se transportan en depósitos de aluminio.
El óxido y el hidróxido de aluminio tienen propiedades anfóteras., por lo tanto, el aluminio se disuelve en soluciones acuosas de álcalis, formando sales: aluminatos:
El aluminio se utiliza ampliamente en metalurgia para producir metales: cromo, manganeso, vanadio, titanio y circonio a partir de sus óxidos. Este método se llama aluminotermia. En la práctica, se utiliza a menudo termita, una mezcla de Fe 3 O 4 con polvo de aluminio. Si se prende fuego a esta mezcla, por ejemplo, con una cinta de magnesio, se produce una reacción vigorosa que libera una gran cantidad de calor:
El calor liberado es suficiente para fundir completamente el hierro resultante, por lo que este proceso se utiliza para soldar productos de acero.
El aluminio se puede obtener por electrólisis, la descomposición de la masa fundida de su óxido Al 2 O 3 en sus componentes mediante una corriente eléctrica. Pero el punto de fusión del óxido de aluminio es de unos 2050 °C, por lo que la electrólisis requiere grandes cantidades de energía.
Conexiones de aluminio
aluminosilicatos. Estos compuestos pueden considerarse como sales formadas por el óxido de aluminio, silicio, metales alcalinos y alcalinotérreos. Ellos constituyen la mayor parte la corteza terrestre. En particular, los aluminosilicatos forman parte de los feldespatos, los minerales y arcillas más comunes.
Bauxita- una roca de la que se obtiene el aluminio. Contiene óxido de aluminio Al 2 O 3.
Corundo- un mineral de composición Al 2 O 3, tiene una dureza muy alta, su variedad de grano fino contiene impurezas - esmeril, se utiliza como material abrasivo (pulido). Otro compuesto natural, la alúmina, tiene la misma fórmula.
Los cristales de corindón, transparentes y coloreados con impurezas, son bien conocidos: rojos, rubíes y azules, zafiros, que se utilizan como piedras preciosas. Actualmente, se obtienen artificialmente y se utilizan no solo para joyería, sino también con fines técnicos, por ejemplo, para la fabricación de piezas de relojes y otros instrumentos de precisión. Los cristales de rubí se utilizan en láseres.
Óxido de aluminio Al 2 oh 3 - una sustancia blanca con un punto de fusión muy alto. Se puede obtener descomponiendo el hidróxido de aluminio calentando:
Hidróxido de aluminio Al(OH) 3 precipita en forma de precipitado gelatinoso bajo la acción de álcalis sobre soluciones de sales de aluminio:
Cómo hidróxido anfótero se disuelve fácilmente en ácidos y soluciones alcalinas:
aluminatos se llaman sales de ácidos de aluminio inestables: ortoaluminio H 2 AlO 3, metaaluminio HAlO 2 (puede considerarse como ácido ortoaluminio, de cuya molécula se ha eliminado una molécula de agua). Los aluminatos naturales incluyen la noble espinela y el precioso crisoberilo. Las sales de aluminio, excepto los fosfatos, son muy solubles en agua. Algunas sales (sulfuros, sulfitos) se descomponen con el agua. El cloruro de aluminio AlCl 3 se utiliza como catalizador en la producción de muchas sustancias orgánicas.
Elementos del grupo III en tablas.
Características de los elementos de transición: cobre, zinc, cromo, hierro.
Cobre (Cu)- elemento de un subgrupo secundario del primer grupo. Fórmula electrónica: (…3d 10 4s 1). Su décimo electrón d es móvil porque ha salido del subnivel 4S. El cobre en compuestos presenta estados de oxidación +1 (Cu 2 O) y +2 (CuO). El cobre es un metal de color rosa claro, maleable, viscoso y un excelente conductor de la electricidad. Punto de fusión 1083 °C.
Como otros metales del subgrupo I del grupo I del sistema periódico, el cobre está a la derecha del hidrógeno en la serie de actividades y no lo desplaza de los ácidos, sino que reacciona con ácidos oxidantes:
Bajo la influencia de álcalis, se forma un precipitado en soluciones de sales de cobre. base débil color azul- hidróxido de cobre (II), que al calentarse se descompone en óxido negro básico CuO y agua:
Propiedades químicas cobre en mesas
Zinc (Zn)- elemento de un subgrupo secundario del grupo II. Su fórmula electrónica es la siguiente: (…3d 10 4s 2). Dado que el penúltimo subnivel d en los átomos de zinc está completamente completo, el zinc en los compuestos exhibe un estado de oxidación de +2.
El zinc es un metal de color blanco plateado que prácticamente no cambia con el aire. Es resistente a la corrosión debido a la presencia de una película de óxido en su superficie. El zinc es uno de los metales más activos a temperaturas elevadas. reacciona con sustancias simples:
El zinc, como otros metales, desplaza metales menos activos de sus sales:
Zn + 2AgNO3 = 2Ag + Zn(NO3)2
El hidróxido de zinc es anfótero., es decir, exhibe las propiedades tanto de ácidos como de bases. Cuando se agrega gradualmente una solución de álcali a una solución de sal de zinc, el precipitado que se formó inicialmente se disuelve (lo mismo ocurre con el aluminio):
Propiedades químicas del zinc en tablas.
Por ejemplo cromo (Cr) se puede demostrar que Las propiedades de los elementos de transición no cambian significativamente a lo largo del período.: se produce un cambio cuantitativo debido a un cambio en el número de electrones en los orbitales de valencia. El estado de oxidación máximo del cromo es +6. El metal en la serie de actividad está a la izquierda del hidrógeno y lo desplaza de los ácidos:
Cuando se añade una solución alcalina a dicha solución, se forma un precipitado de Me(OH) 2 , que se oxida rápidamente con el oxígeno atmosférico:
Corresponde al óxido anfótero Cr 2 O 3. Óxido e hidróxido de cromo (en el grado más alto oxidación) exhiben las propiedades de óxidos ácidos y ácidos, respectivamente. Sales de ácido crómico (H 2 CrO 4 ) en un ambiente ácido se transforman en dicromatos- sales de ácido dicrómico (H 2 Cr 2 O 7). Los compuestos de cromo tienen una alta capacidad oxidante.
Propiedades químicas del cromo en tablas.
Hierro Fe- un elemento del subgrupo secundario del grupo VIII y el cuarto período de la tabla periódica de D. I. Mendeleev. Los átomos de hierro están estructurados de forma algo diferente a los átomos de los elementos de los subgrupos principales. Como corresponde a un elemento del 4º período, los átomos de hierro tienen cuatro niveles de energía, pero no es el último el que se llena, sino el penúltimo nivel, el tercero desde el núcleo. En el último nivel, los átomos de hierro contienen dos electrones. En el penúltimo nivel, que puede albergar 18 electrones, el átomo de hierro tiene 14 electrones. En consecuencia, la distribución de electrones entre niveles en los átomos de hierro es la siguiente: 2e; 8e; 14e; 2e. Como todos los metales, Los átomos de hierro exhiben propiedades reductoras., regalando durante las interacciones químicas no solo dos electrones del último nivel y adquiriendo un estado de oxidación de +2, sino también un electrón del penúltimo nivel, mientras que el estado de oxidación del átomo aumenta a +3.
El hierro es una sustancia simple.
Es un metal brillante de color blanco plateado con un punto de fusión de 1539 °C. Es muy plástico, por lo que es fácil de procesar, forjar, enrollar, estampar. El hierro tiene la capacidad de magnetizarse y desmagnetizarse. Se le puede dar mayor resistencia y dureza mediante métodos térmicos y mecánicos. Hay hierro técnicamente puro y químicamente puro. El hierro técnicamente puro es esencialmente acero con bajo contenido de carbono; contiene entre un 0,02 y un 0,04% de carbono y aún menos oxígeno, azufre, nitrógeno y fósforo. El hierro químicamente puro contiene menos del 0,01% de impurezas. Por ejemplo, los clips y los botones se fabrican con hierro técnicamente puro. Este tipo de hierro se corroe fácilmente, mientras que el hierro químicamente puro casi no está sujeto a corrosión. Actualmente, el hierro es la base de la tecnología moderna y la ingeniería agrícola, el transporte y las comunicaciones, naves espaciales y en general toda la civilización moderna. La mayoría de los productos, desde una aguja de coser hasta una nave espacial, no se pueden fabricar sin el uso de hierro.
Propiedades químicas del hierro.
El hierro puede presentar estados de oxidación +2 y +3. En consecuencia, el hierro da dos series de compuestos. La cantidad de electrones que cede un átomo de hierro durante las reacciones químicas depende de la capacidad oxidante de las sustancias que reaccionan con él.
Por ejemplo, con los halógenos, el hierro forma haluros, en los que tiene un estado de oxidación de +3:
y con azufre - sulfuro de hierro (II):
El hierro caliente se quema en oxígeno. con la formación de incrustaciones de hierro:
A altas temperaturas (700-900 °C) hierro reacciona con el vapor de agua:
De acuerdo con la posición del hierro en la serie de voltaje electroquímico, puede desplazar a los metales a su derecha de las soluciones acuosas de sus sales, por ejemplo:
El hierro se disuelve en ácidos clorhídrico y sulfúrico diluidos., es decir, se oxida por iones de hidrógeno:
El hierro también se disuelve en ácido nítrico diluido., esto produce nitrato de hierro (III), agua y los productos de reducción del ácido nítrico: N 2, NO o NH 3 (NH 4 NO 3), dependiendo de la concentración del ácido.
Compuestos de hierro
En la naturaleza, el hierro forma varios minerales. Este es el mineral de hierro magnético (magnetita) Fe 3 O 4, el mineral de hierro rojo (hematita) Fe 2 O 3, el mineral de hierro marrón (limonita) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Otro compuesto de hierro natural es la pirita de hierro o azufre ( pirita) FeS 2, no sirve como mineral de hierro para la producción de metales, pero se utiliza para la producción de ácido sulfúrico.
El hierro se caracteriza por dos series de compuestos: compuestos de hierro (II) y hierro (III). El óxido de hierro (II) FeO y su correspondiente hidróxido de hierro (II) Fe(OH) 2 se obtienen de forma indirecta, en particular, mediante la siguiente cadena de transformaciones:
Ambos compuestos tienen propiedades básicas distintas.
Cationes de hierro (II) Fe 2 + fácilmente oxidado por el oxígeno atmosférico a cationes de hierro (III) Fe 3 + . Por lo tanto, el precipitado blanco de hidróxido de hierro (II) se vuelve verde y luego se vuelve marrón, convirtiéndose en hidróxido de hierro (III):
Óxido de hierro (III) Fe 2 oh 3 y el correspondiente hidróxido de hierro (III) Fe(OH) 3 también se obtiene indirectamente, por ejemplo, a lo largo de la cadena:
De las sales de hierro, los sulfatos y cloruros son los de mayor importancia técnica.
El hidrato cristalino de sulfato de hierro (II) FeSO 4 · 7H 2 O, conocido como sulfato de hierro, se utiliza para controlar plagas de plantas, preparar pinturas minerales y para otros fines. El cloruro de hierro (III) FeCl 3 se utiliza como mordiente para teñir telas. El sulfato de hierro (III) Fe 2 (SO 4) 3·9H 2 O se utiliza para la purificación del agua y otros fines.
Las propiedades físicas y químicas del hierro y sus compuestos se resumen en la tabla:
Propiedades químicas del hierro en tablas.
Reacciones cualitativas a iones Fe 2+ y Fe 3+.
Para el reconocimiento de compuestos de hierro (II) y (III) llevar a cabo reacciones cualitativas a iones Fe 2+ y fe 3+ . Una reacción cualitativa a los iones Fe 2+ es la reacción de las sales de hierro (II) con el compuesto K 3, llamado sal roja de sangre. Este es un grupo especial de sales llamadas sales complejas, con las que se familiarizará más adelante. Mientras tanto, es necesario comprender cómo se disocian dichas sales:
El reactivo para los iones Fe 3+ es otro compuesto complejo, la sal de sangre amarilla, K 4, que se disocia en solución de manera similar:
Si se añaden soluciones que contienen iones Fe 2+ y Fe 3+, respectivamente, a soluciones de sal de sangre roja (reactivo para Fe 2+) y sal de sangre amarilla (reactivo para Fe 3+), en ambos casos precipita el mismo precipitado azul. :
Para detectar iones Fe 3+, también se utiliza la interacción de sales de hierro (III) con tiocianato de potasio KNCS o tiocianato de amonio NH 4 NCS. En este caso, se forma un ion FeNCNS 2+ de color brillante, como resultado de lo cual toda la solución adquiere un color rojo intenso:
tabla de solubilidad
Los metales son agentes reductores activos con un estado de oxidación positivo. Debido a sus propiedades químicas, los metales se utilizan ampliamente en la industria, la metalurgia, la medicina y la construcción.
Actividad del metal
En las reacciones, los átomos de metal ceden electrones de valencia y se oxidan. Cuantos más niveles de energía y menos electrones tenga un átomo de metal, más fácil le resultará ceder electrones y sufrir reacciones. Por tanto, las propiedades metálicas aumentan de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.
Arroz. 1. Cambios en las propiedades metálicas en la tabla periódica.
La actividad de sustancias simples se muestra en la serie de voltaje electroquímico de los metales. A la izquierda del hidrógeno están los metales activos (la actividad aumenta hacia la izquierda), a la derecha están los metales inactivos.
La mayor actividad la exhiben los metales alcalinos que se encuentran en el grupo I de la tabla periódica y se encuentran a la izquierda del hidrógeno en la serie de voltaje electroquímico. Reaccionan con muchas sustancias que ya están a temperatura ambiente. Les siguen los metales alcalinotérreos, que se incluyen en el grupo II. Reaccionan con la mayoría de las sustancias cuando se calientan. Los metales de la serie electroquímica, desde el aluminio hasta el hidrógeno (actividad media), requieren condiciones adicionales para entrar en reacciones.
Arroz. 2. Serie electroquímica de voltajes de metales.
Algunos metales exhiben propiedades anfóteras o dualidad. Los metales, sus óxidos e hidróxidos reaccionan con ácidos y bases. La mayoría de los metales reaccionan sólo con ciertos ácidos, desplazando el hidrógeno y formando una sal. Las propiedades duales más pronunciadas las exhiben:
- aluminio;
- dirigir;
- zinc;
- hierro;
- cobre;
- berilio;
- cromo.
Cada metal es capaz de desplazar a otro metal que se encuentra a su derecha en la serie electroquímica de las sales. Los metales a la izquierda del hidrógeno lo desplazan de los ácidos diluidos.
Propiedades
Las características de la interacción de metales con diferentes sustancias se presentan en la tabla de propiedades químicas de los metales.
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Reacción |
Peculiaridades |
La ecuacion |
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con oxigeno |
La mayoría de los metales forman películas de óxido. Los metales alcalinos se encienden espontáneamente en presencia de oxígeno. En este caso, el sodio forma peróxido (Na 2 O 2), los metales restantes del grupo I forman superóxidos (RO 2). Cuando se calientan, los metales alcalinotérreos se encienden espontáneamente, mientras que los metales de actividad intermedia se oxidan. El oro y el platino no interactúan con el oxígeno. |
4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + O 2 → Na 2 O 2 ; K + O 2 → KO 2 ; 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3; 2Cu + O 2 → 2CuO |
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Con hidrógeno |
A temperatura ambiente reaccionan los compuestos alcalinos y, cuando se calientan, reaccionan los compuestos alcalinotérreos. El berilio no reacciona. El magnesio también requiere presión arterial alta. |
Sr + H2 → SrH2; 2Na + H 2 → 2NaH; Mg + H2 → MgH2 |
|
Sólo metales activos. El litio reacciona a temperatura ambiente. Otros metales - cuando se calientan |
6Li + norte 2 → 2Li 3 norte; 3Ca + norte 2 → Ca 3 norte 2 |
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Con carbono |
Litio y sodio, el resto, cuando se calienta. |
4Al + 3C → Al3C4; 2Li+2C → Li2C2 |
|
El oro y el platino no interactúan. |
2K + S → K 2 S; Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS |
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Con fósforo |
cuando se calienta |
3Ca + 2P → Ca3P2 |
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Con halógenos |
Solo los metales poco activos no reaccionan, el cobre, cuando se calienta. |
Cu + Cl 2 → CuCl 2 |
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Alcalinos y algunos metales alcalinotérreos. Cuando se calientan, en condiciones ácidas o alcalinas, los metales de actividad media reaccionan. |
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2; Pb + H2O → PbO + H2 |
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Con ácidos |
Metales a la izquierda del hidrógeno. El cobre se disuelve en ácidos concentrados. |
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 |
|
Con álcalis |
Sólo metales anfóteros |
2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2 |
|
Los metales reactivos reemplazan a los metales menos reactivos. |
3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al |
Los metales interactúan entre sí y forman compuestos intermetálicos: 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.
Solicitud
Las propiedades químicas generales de los metales se utilizan para crear aleaciones, detergentes y se utilizan en reacciones catalíticas. Los metales están presentes en baterías, productos electrónicos y estructuras de soporte.
Las principales áreas de aplicación se enumeran en la tabla.
Arroz. 3. Bismuto.
¿Qué hemos aprendido?
En la lección de química de noveno grado aprendimos sobre las propiedades químicas básicas de los metales. La capacidad de interactuar con sustancias simples y complejas determina la actividad de los metales. Cuanto más activo es un metal, más fácilmente reacciona en condiciones normales. Los metales activos reaccionan con halógenos, no metales, agua, ácidos y sales. Los metales anfóteros reaccionan con los álcalis. Los metales poco activos no reaccionan con el agua, los halógenos y la mayoría de los no metales. Repasamos brevemente las áreas de aplicación. Los metales se utilizan en medicina, industria, metalurgia y electrónica.
Prueba sobre el tema.
Evaluación del informe
Puntuación media: 4.4. Calificaciones totales recibidas: 70.
Ecuaciones de reacción de proporción de metales:
- a) a sustancias simples: oxígeno, hidrógeno, halógenos, azufre, nitrógeno, carbono;
- b) a sustancias complejas: agua, ácidos, álcalis, sales.
- Los metales incluyen elementos s de los grupos I y II, todos los elementos s, elementos p del grupo III (excepto boro), así como estaño y plomo (grupo IV), bismuto (grupo V) y polonio (grupo VI). La mayoría de los metales tienen de 1 a 3 electrones en su nivel de energía exterior. Para los átomos de elementos d, dentro de los períodos, los subniveles d de la capa preexterna se llenan de izquierda a derecha.
- Las propiedades químicas de los metales están determinadas por la estructura característica de sus capas electrónicas externas.
Dentro de un período, a medida que aumenta la carga nuclear, los radios de los átomos con el mismo número de capas de electrones disminuyen. Los átomos de los metales alcalinos tienen los radios más grandes. Cuanto menor sea el radio del átomo, mayor será la energía de ionización y cuanto mayor sea el radio del átomo, menor será la energía de ionización. Dado que los átomos metálicos tienen los radios atómicos más grandes, se caracterizan principalmente por valores bajos de energía de ionización y afinidad electrónica. Los metales libres presentan propiedades exclusivamente reductoras.
3) Los metales forman óxidos, por ejemplo:
Sólo los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el hidrógeno y forman hidruros:
Los metales reaccionan con halógenos, formando haluros, con azufre - sulfuros, con nitrógeno - nitruros, con carbono - carburos.
Con un aumento en el valor algebraico del potencial del electrodo estándar de un metal E 0 en la serie de voltaje, la capacidad del metal para reaccionar con el agua disminuye. Así, el hierro reacciona con el agua sólo a temperaturas muy altas:
Metales con valor positivo El potencial de electrodo estándar, es decir, los que se encuentran después del hidrógeno en la serie de voltaje, no reaccionan con el agua.
Son características las reacciones de los metales con los ácidos. Los metales con un valor E0 negativo desplazan el hidrógeno de las soluciones de HCl, H2S04, H3P04, etc.
Un metal con un valor inferior de E 0 desplaza a un metal con gran valor E 0 de soluciones salinas:
Los compuestos de calcio más importantes obtenidos industrialmente, sus propiedades químicas y métodos de obtención.
El óxido de calcio CaO se llama cal viva. Se obtiene quemando piedra caliza CaC0 3 --> CaO + CO, a una temperatura de 2000° C. El óxido de calcio tiene las propiedades de un óxido básico:
a) reacciona con el agua liberando una gran cantidad de calor:
CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (cal apagada).
b) reacciona con ácidos para formar sal y agua:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O
c) reacciona con óxidos ácidos para formar una sal:
CaO + C0 2 = CaC0 3
El hidróxido de calcio Ca(OH)2 se utiliza en forma de cal apagada, lechada de cal y agua de cal.
La leche de lima es una suspensión que se forma mezclando el exceso de cal apagada con agua.
El agua de cal es una solución transparente que se obtiene filtrando la lechada de cal. Utilizado en el laboratorio para detectar monóxido de carbono (IV).
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
Con el paso prolongado de monóxido de carbono (IV), la solución se vuelve transparente, a medida que se forma una sal ácida, soluble en agua:
CaC0 3 + C0 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2
Si se calienta la solución transparente resultante de bicarbonato de calcio, se vuelve a producir turbidez, ya que precipita un precipitado de CaC0 3:
