Metal más ejemplos no metálicos. Propiedades químicas de los metales.
PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS METALES
Por propiedades químicas, los metales se dividen en:1 ) Activo (metales alcalinos y alcalinotérreos, Mg, Al, Zn, etc.)
2) metalesactividad media (Fe, Cr, Mn, etc.);
3 ) Inactivo (Cu, Ag)
4) Metales nobles - Au, Pt, Pd, etc.
En reacciones, solo agentes reductores. Los átomos metálicos abandonan fácilmente los electrones de la capa de electrones externa (y parte de la externa), convirtiéndose en iones positivos. Posibles estados de oxidación Me Inferior 0, + 1, + 2, + 3 Superior + 4, + 5, + 6, + 7, + 8
1. INTERACCIÓN CON NO METALES
1. CON HIDRÓGENO
Los metales IA y IIA del grupo, con la excepción del berilio, reaccionan cuando se calientan. Se forman hidruros sólidos inestables, los metales restantes no reaccionan.
2K + H₂ \u003d 2KH (hidruro de potasio)
Ca + H₂ \u003d CaH₂
2. CON OXÍGENO
Todos los metales reaccionan excepto el oro, el platino. La reacción con plata ocurre a altas temperaturas, pero el óxido de plata (II) prácticamente no se forma, ya que es térmicamente inestable. En condiciones normales, los metales alcalinos forman óxidos, peróxidos y peróxidos (óxido de litio, peróxido de sodio, potasio, cesio, peróxido de rubidio).
4Li + O2 \u003d 2Li2O (óxido)
2Na + O2 \u003d Na2O2 (peróxido)
K + O2 \u003d KO2 (superóxido)
Los metales restantes de los subgrupos principales en condiciones normales forman óxidos con un estado de oxidación igual al número de grupo 2Сa + O2 \u003d 2СaO
2Сa + O2 \u003d 2СaO
Los metales de los subgrupos forman óxidos en condiciones normales y cuando se calientan, óxidos de diversos grados de oxidación y hierro y óxido de hierro Fe3O4 (Fe⁺²O ∙ Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 \u003d Fe3O4
4Cu + O₂ \u003d 2Cu₂⁺¹O (rojo) 2Cu + O₂ \u003d 2Cu⁺²O (negro);
2Zn + O₂ \u003d ZnO 4Cr + 3О2 \u003d 2Cr2О3
3. CON HALÓGENOS
haluros (fluoruros, cloruros, bromuros, yoduros). Alcalino en condiciones normales con F, Cl, Br encendido:
2Na + Cl2 \u003d 2NaCl (cloruro)
La tierra alcalina y el aluminio reaccionan en condiciones normales:
DEa + Cl2 \u003dDEaCl2
2Al + 3Cl2 \u003d 2AlCl3
Subgrupo de metales a temperaturas elevadas
Cu + Cl₂ \u003d Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ \u003d ZnCl₂
2Fe + ЗС12 \u003d 2Fe⁺³Cl3 cloruro férrico (+3) 2Cr + 3Br2 \u003d 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ \u003d 2Cu⁺¹I(¡no hay yoduro de cobre (+2)!)
4. INTERACCIÓN CON AZUFRE
cuando se calienta incluso en metales alcalinos, con mercurio en condiciones normales. Todos los metales excepto el oro y el platino reaccionan
degris – sulfuros: 2K + S \u003d K2S 2Li + S \u003d Li2S (sulfuro)
DEa + S \u003dDEcomo (sulfuro) 2Al + 3S \u003d Al2S3 Cu + S \u003d Cu⁺²S (negro)
Zn + S \u003d ZnS 2Cr + 3S \u003d Cr2⁺³S3 Fe + S \u003d Fe⁺²S
5. INTERACCIÓN CON FÓSFORO Y NITRÓGENO
ocurre cuando se calienta (excepción: litio con nitrógeno en condiciones normales):
fósforo - fosfuros: 3California + 2 PAGS \u003d Ca3PAGS2,
Con nitrógeno - nitruros 6Li + N2 \u003d 3Li2N (nitruro de litio) (n.o.) 3Mg + N2 \u003d Mg3N2 (nitruro de magnesio) 2Al + N2 \u003d 2A1N 2Cr + N2 \u003d 2CrN 3Fe + N2 \u003d Fe₃⁺²N₂¯³
6. INTERACCIÓN CON EL CARBONO Y EL SILICIO
procede cuando se calienta:
Los carburos se forman con carbono y solo los metales más activos reaccionan con el carbono. Los carburos forman litio y sodio a partir de metales alcalinos, potasio, rubidio, cesio no interactúan con el carbono:
2Li + 2C \u003d Li2C2, Ca + 2C \u003d CaC2
Metales: los elementos d se forman con compuestos de carbono de composición no estequiométrica, como soluciones sólidas: WC, ZnC, TiC, se utilizan para producir aceros superduros.
con silicio - siliciuros: 4Cs + Si \u003d Cs4Si,
7. INTERACCIÓN DE METALES CON AGUA:
Los metales que se enfrentan al hidrógeno en la serie electroquímica de voltajes reaccionan con el agua Los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua sin calentamiento, formando hidróxidos solubles (álcalis) e hidrógeno, aluminio (después de la destrucción de la película de óxido - amalgación), magnesio, cuando se calienta, forma bases insolubles e hidrógeno. .
2Na + 2HOH \u003d 2NaOH + H2
DEa + 2HOH \u003d Ca (OH) 2 + H2
2Al + 6H2O \u003d 2Al (OH) 3 + ZN2
Los metales restantes reaccionan con el agua solo en un estado candente, formando óxidos (hierro - óxido de hierro)
Zn + H2O \u003d ZnO + H2 3Fe + 4HOH \u003d Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O \u003d Cr₂O₃ + 3H₂
8 CON OXÍGENO Y AGUA
En el aire, el hierro y el cromo se oxidan fácilmente en presencia de humedad (óxido)
4Fe + 3O2 + 6H2O \u003d 4Fe (OH) 3
4Cr + 3O2 + 6H2O \u003d 4Cr (OH) 3
9. INTERACCIÓN DE METALES CON ÓXIDOS
Metales (Al, Mg, Ca), reducen los metales no metálicos o menos activos de sus óxidos a altas temperaturas → metales y óxidos no metálicos o de baja actividad (calcio térmico, magnesio térmico, aluminotermia)
2Al + Cr2O3 \u003d 2Cr + Al2O3 ЗСа + Cr₂O₃ \u003d ЗСаО + 2Cr (800 ° C) 8Al + 3Fe3O4 \u003d 4Al2O3 + 9Fe (termitas) 2Mg + СО2 \u003d 2MgO + С Mg + N2O \u003d MgO + N2 Zn Z + Z + Z + ZO + Z + Z + ZO + Z + Z + ZO + 2NO \u003d 2CuO + N2 3Zn + SO2 \u003d ZnS + 2ZnO
10. CON ÓXIDOS
Los metales hierro y cromo reaccionan con los óxidos, reduciendo la oxidación.
Cr + Cr2⁺³O3 \u003d 3Cr⁺²O Fe + Fe2⁺³O3 \u003d 3Fe⁺²O
11. INTERACCIÓN DE METALES ALCALINOS
Solo los metales alcalinos interactúan con los álcalis cuyos óxidos e hidróxidos tienen propiedades anfóteras ((Zn, Al, Cr (III), Fe (III), etc. MELT → sal metálica + hidrógeno.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (zincate de sodio)
2Al + 2 (NaOHH2O) \u003d 2NaAlO2 + 3H2
SOLUCIÓN → sal metálica compleja + hidrógeno.
2NaOH + Zn0 + 2H2O \u003d Na2 + H2 (tetrahidroxincateto de sodio) 2Al + 2NaOH + 6H2O \u003d 2Na + 3H2
12. INTERACCIÓN CON ÁCIDOS (EXCEPTO HNO3 y Н2SO4 (conc.)
Los metales en la serie electroquímica de tensiones metálicas a la izquierda del hidrógeno lo desplazan de ácidos diluidos → sal e hidrógeno
¡Recuerda! El ácido nítrico nunca libera hidrógeno cuando interactúa con metales.
Mg + 2CH1 \u003d MgCl2 + H2
Al + 2CH1 \u003d Al⁺³Cl₃ + H2
13. REACCIONES DE SAL
Los metales activos desplazan a los menos activos de las sales. Recuperación de soluciones:
CuSO4 + Zn \u003d Zn SO4 + Cu
FeSO4 + Cu \u003dREACCIONESNO
Mg + CuCl2 (pp) \u003d MgCl2 +DEtu
Recuperación de metales de las fundiciones de sus sales.
3Na + AlCl₃ \u003d 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg \u003d MgCl2 + Ti
Los metales del grupo B reaccionan con sales, disminuyendo el grado de oxidación.
2Fe⁺³Cl3 + Fe \u003d 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 pasar a iones con carga positiva. Además, los metales solo pueden exhibir un estado de oxidación positivo.
Me - ne \u003d Me n +
1. La interacción de metales con no metales.
y ) La interacción de los metales con el hidrógeno.
Los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan directamente con el hidrógeno para formar hidruros.
por ejemplo:
Ca + H 2 \u003d CaH 2
Se forman compuestos no estequiométricos con una estructura cristalina iónica.
b) La interacción de los metales con el oxígeno.
Todos los metales excepto Au, Ag, Pt son oxidados por el oxígeno atmosférico.
Ejemplo:
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (peróxido)
4K + O 2 \u003d 2K 2 O
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Cu + O 2 \u003d 2CuO
c) Interacción de metales con halógenos.
Todos los metales reaccionan con halógenos para formar haluros.
Ejemplo:
2Al + 3Br 2 \u003d 2AlBr 3
Estos son principalmente compuestos iónicos: MeHal n
d) Interacción de metales con nitrógeno.
Los metales alcalinos y alcalinotérreos interactúan con el nitrógeno.
Ejemplo:
3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2
Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 - nitruro.
d) La interacción de los metales con el carbono.
Los compuestos de metales y carbono son carburos. Se forman durante la interacción de las masas fundidas con el carbono. Los metales activos forman compuestos estequiométricos con carbono:
4Al + 3C \u003d Al 4 C 3
Metales: los elementos d forman compuestos de composición no estequiométrica, como soluciones sólidas: WC, ZnC, TiC, se utilizan para producir aceros superduros.
2. La interacción de los metales con el 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, descomponiendo el agua con la liberación de hidrógeno.
Na + 2H 2 O \u003d H 2 + 2 NaOH
Los metales menos activos descomponen lentamente el agua y el proceso se ralentiza debido a la formación de sustancias insolubles.
3. La interacción de metales con soluciones salinas.
Tal reacción es posible si el metal que reacciona es más activo que el de la sal:
Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0.76 B., \u003d + 0.34 B.
Un metal con un potencial de electrodo estándar más negativo o menos positivo desplaza a otro metal de una solución de su sal.
4. La interacción de metales con soluciones alcalinas.
Los metales que proporcionan hidróxidos anfóteros o que tienen estados de oxidación elevados en presencia de agentes oxidantes fuertes pueden interactuar con los álcalis. En la interacción de metales con soluciones de álcalis, el agente oxidante es el agua.
Ejemplo:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2- oxidación
Zn 0 - agente reductor
1 2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH - reducción
H2O - agente oxidante
Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2- + 2OH - + H 2
Los metales con altos estados de oxidación pueden interactuar con los álcalis durante la fusión:
4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. La interacción de los metales con los ácidos.
Estas son reacciones complejas; los productos de interacción dependen de la actividad del metal, del tipo y concentración del ácido, y de la temperatura.
Por actividad, los metales se dividen convencionalmente en actividad activa, actividad media y actividad baja.
Los ácidos se dividen condicionalmente en 2 grupos:
Grupo I - ácidos con baja capacidad oxidante: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (descomp.), 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 un potencial de electrodo negativo reaccionan con los ácidos del primer grupo.
Grupo II - ácidos con alta capacidad oxidativa: H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (descomp.), HNO 3 (conc.). En estos ácidos, los agentes oxidantes son aniones ácidos: Los productos de reducción de aniones pueden ser muy diversos y dependen de la actividad del metal.
H2S - con metales activos
H 2 SO 4 + 6е S 0 ↓ - con metales de actividad media
SO 2 - con metales de baja actividad
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 de baja actividad
HNO 3 (conc.) - NO 2 - con metales de cualquier actividad.
Si los metales tienen una valencia variable, entonces con los ácidos del grupo I, los metales adquieren el estado de oxidación positivo más bajo: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Al interactuar con los ácidos del grupo II, el estado de oxidación es +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, y el hidrógeno nunca se libera.
Algunos metales (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, etc.) en soluciones de ácidos fuertes, oxidantes, están recubiertos con una película de óxido densa, que protege al metal de una mayor disolución (pasivación), pero cuando se calienta, la película de óxido se disuelve y la reacción continúa.
Los metales poco solubles con un potencial de electrodo positivo pueden disolverse en los ácidos del Grupo I en presencia de agentes oxidantes fuertes.
Las propiedades químicas características de las sustancias simples: metales
La mayoría de los elementos químicos se clasifican como metales: 92 de los 114 elementos conocidos. Rieles - Estos son elementos químicos cuyos átomos emiten los electrones de la capa de electrones externa (y algo de la externa), convirtiéndose en iones positivos. Esta propiedad de los átomos metálicos está determinada por que tienen radios relativamente grandes y una pequeña cantidad de electrones (principalmente 1 a 3 en la capa externa). Solo 6 metales son una excepción: los átomos de germanio, estaño y plomo en la capa externa tienen 4 electrones, los átomos de antimonio y bismuto - 5, los átomos de polonio - 6. Para los átomos metálicos pequeños valores de electronegatividad son característicos(de 0.7 a 1.9) y exclusivamente propiedades restaurativas, es decir, la capacidad de dar electrones. En el sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, los metales se encuentran debajo de la diagonal de boro - astatina, así como por encima de ella, en subgrupos laterales. En los períodos y subgrupos principales, se aplican las leyes que conoce en el cambio en el metal y, por lo tanto, las propiedades reductoras de los átomos de los elementos.
Elementos químicos ubicados cerca del boro diagonal - astato (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, etc.), tener propiedades duales: en algunos de sus compuestos se comportan como metales, en otros muestran las propiedades de los no metales. En los subgrupos laterales, las propiedades reductoras de los metales con números de serie crecientes se reducen con mayor frecuencia.
Compare la actividad de los metales del primer grupo del subgrupo conocido por usted: Cu, Ag, Au; Subgrupos laterales del Grupo II: Zn, Cd, Hg, y lo verá usted mismo. Esto puede explicarse por el hecho de que la fuerza de la unión de los electrones de valencia con el núcleo de los átomos de estos metales se ve más afectada por la magnitud de la carga nuclear, en lugar del radio del átomo. La magnitud de la carga nuclear aumenta significativamente, aumenta la atracción de electrones al núcleo. El radio del átomo en este caso, aunque aumenta, no es tan significativo como el de los metales de los subgrupos principales.
Sustancias simples formadas por elementos químicos: los metales y las sustancias complejas que contienen metales juegan un papel crucial en la "vida" mineral y orgánica de la Tierra. Es suficiente recordar que los átomos (iones) de los elementos metálicos son una parte integral de los compuestos que determinan el metabolismo en el cuerpo humano, los animales. Por ejemplo, se encontraron 76 elementos en la sangre humana, y solo 14 de ellos no son metales.
En el cuerpo humano, algunos elementos de los metales (calcio, potasio, sodio, magnesio) están presentes en grandes cantidades, es decir, son macroelementos. Y metales como el cromo, manganeso, hierro, cobalto, cobre, zinc, molibdeno están presentes en pequeñas cantidades, es decir, son oligoelementos. Si una persona pesa 70 kg, 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 exceso.
Por ejemplo, los iones de sodio regulan el contenido de agua en el cuerpo, la transmisión de los impulsos nerviosos. Su deficiencia conduce a dolor de cabeza, debilidad, memoria débil, pérdida de apetito y exceso conduce a un aumento de la presión arterial, hipertensión y enfermedades del corazón.
Sustancias simples - metales
Con el desarrollo de la producción de metales (sustancias simples) y aleaciones, se asocia el surgimiento de la civilización (la Edad del Bronce, la Edad del Hierro). La revolución científica y tecnológica que comenzó hace unos 100 años, que afectó tanto a la industria como a la esfera social, también está estrechamente asociada con la producción de metales. Sobre la base de tungsteno, molibdeno, titanio y otros metales, comenzaron a crearse aleaciones resistentes a la corrosión, súper duras y refractarias, 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 3000 ° C; En medicina, los instrumentos quirúrgicos se utilizan a partir de aleaciones de tántalo y platino, una cerámica única basada en óxidos de titanio y circonio.
Y, por supuesto, no debemos olvidar que la mayoría de las aleaciones utilizan el hierro metálico conocido desde hace mucho tiempo, y la base de muchas aleaciones ligeras está compuesta de metales relativamente "jóvenes": aluminio y magnesio. Los materiales compuestos, por ejemplo, polímeros o cerámicas, que en el interior (como el concreto con varillas de hierro) están reforzados con fibras metálicas hechas de tungsteno, molibdeno, acero y otros metales, y aleaciones, se han convertido en supernovas; todo depende del objetivo que se necesita para lograr las propiedades del material. La figura muestra un diagrama de la red cristalina de 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 libre y pocos electrones de valencia. La fórmula electrónica del átomo de sodio es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, donde 3s, 3p, 3d - orbitales de valencia.
El único 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 son muy diferentes 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, formando enlaces entre todos los átomos del cristal metálico. Tal enlace químico se llama metálico.
Un enlace metálico está formado por elementos cuyos átomos en la capa externa tienen pocos electrones de valencia en comparación con una gran cantidad de orbitales externos energéticamente cercanos. Sus electrones de valencia se mantienen débilmente en el átomo. Los electrones de unión se socializan y se mueven por toda la red cristalina del metal neutro en su conjunto. Las sustancias unidas por metales se caracterizan por redes de cristal metálico, que generalmente se muestran esquemáticamente como se muestra en la figura. Los cationes y los átomos metálicos ubicados en los nodos de la red cristalina aseguran su estabilidad y fuerza (los electrones socializados se representan en forma de pequeñas bolas negras).
Enlace de metal - este es un enlace en metales y aleaciones entre iones de átomos metálicos ubicados en los nodos de la red cristalina, realizado por electrones de valencia socializados. Algunos metales cristalizan en dos o más formas cristalinas. Esta propiedad de las sustancias, que existe 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 cierto rango de temperatura:
α - estable hasta 768 ° С, ferromagnético;
β - estable de 768 a 910 ° С, 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 de hierro), no ferromagnético.
El estaño tiene dos modificaciones cristalinas:
α - es estable por debajo de 13,2 ° C (p \u003d 5,75 g / cm 3). Esta es una lata gris. Tiene una red cristalina tipo diamante (atómica);
β es estable por encima de 13,2 ° C (p \u003d 6,55 g / cm 3). Esta es una lata blanca.
El estaño blanco es un metal blanco plateado muy suave. Cuando se enfría por debajo de 13,2 ° C, se desintegra en un polvo gris, porque su volumen específico aumenta significativamente durante la transición. Este fenómeno se llama la "plaga de estaño".
Por supuesto, un tipo especial de enlace químico y el tipo de red cristalina de metales deberían determinar y explicar sus propiedades físicas. ¿Cómo son? Estos son lustre metálico, ductilidad, alta conductividad eléctrica y conductividad térmica, un aumento de la resistencia eléctrica con el aumento de la temperatura, así como propiedades tan importantes como la densidad, altos puntos de fusión y ebullición, dureza y propiedades magnéticas. La acción mecánica de un cristal con una red de cristal metálico 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 la ruptura de enlaces, por lo tanto, la gran plasticidad es característica de los metales. Un efecto similar en un sólido con enlaces covalentes (red cristalina atómica) conduce a la ruptura de los enlaces covalentes. La ruptura de los enlaces en la red iónica conduce a la repulsión mutua de iones cargados similares. Por lo tanto, las sustancias con redes de cristales atómicos e iónicos son frágiles. Los metales más dúctiles son Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Se arrastran fácilmente en el alambre, se pueden forjar, presionar y enrollar en láminas. Por ejemplo, una lámina de oro con un grosor de 0.003 mm puede estar hecha de oro, y un hilo de 1 km de largo puede extraerse de 0.5 g de este metal. Incluso el mercurio, que es líquido a temperatura ambiente, a bajas temperaturas en estado sólido se vuelve maleable como el plomo. Solo Bi y Mn no tienen ductilidad, son frágiles.
¿Por qué los metales tienen un brillo característico y también son opacos?
Los electrones que llenan el espacio interatómico reflejan los rayos de luz (en lugar de transmitirlos como el vidrio), la mayoría de los metales dispersan igualmente 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 las ondas cortas (cercanas al violeta) y reflejan ondas largas del espectro de luz, por lo tanto, 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 su brillo. Por lo tanto, el cobre nativo parece una piedra verdosa. Y en segundo lugar, incluso el metal puro puede no brillar. Las láminas muy delgadas de plata y oro tienen un aspecto completamente inesperado: tienen un color verde azulado. Y los polvos finos de metal aparecen de color gris oscuro, incluso negro. La mayor reflectividad es plata, aluminio, paladio. Se utilizan en la fabricación de espejos, incluidos los proyectores.
¿Por qué los metales tienen alta conductividad eléctrica y conductividad térmica?
Los electrones que se mueven caóticamente en un metal bajo la influencia de un voltaje eléctrico aplicado adquieren un movimiento direccional, es decir, conducen una corriente eléctrica. Con el aumento de la temperatura del metal, aumentan las amplitudes de las oscilaciones de los átomos e iones ubicados en los nodos de la red cristalina. Esto dificulta el movimiento de electrones, la conductividad eléctrica del metal disminuye. A bajas temperaturas, el movimiento vibratorio, por el contrario, se reduce considerablemente y la conductividad eléctrica de los metales aumenta bruscamente. Cerca del cero absoluto, la resistencia de los metales está prácticamente ausente; la mayoría de los metales exhiben superconductividad.
Cabe señalar que los no metales con conductividad eléctrica (por ejemplo, grafito), a bajas temperaturas, por el contrario, no conducen corriente eléctrica debido a la ausencia de electrones libres. Y solo con el aumento de la temperatura y la destrucción de algunos enlaces covalentes, su conductividad eléctrica comienza a aumentar. La conductividad eléctrica más alta es plata, cobre, así como oro, aluminio, la más baja: manganeso, plomo, mercurio.
Con mayor frecuencia, con la misma regularidad que la conductividad eléctrica, cambia la conductividad térmica de los metales. Se debe a la alta movilidad de los electrones libres que, al chocar con iones y átomos oscilantes, 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 unen átomos de iones y una disminución en la distancia interatómica en los cristales, aumentan los índices de estas propiedades.
Entonces, metales alcalinos (Li, K, Na, Rb, Cs), cuyos átomos tienen un electrón de valenciasuave (cortado con un cuchillo), de baja densidad (el litio es el metal más ligero con p \u003d 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 líquido metálico en condiciones normales, el mercurio, tiene un punto de fusión de -38,9 ° C. El calcio, que tiene dos electrones en el nivel de energía externa de los átomos, es mucho más duro y se derrite a una temperatura más alta (842 ° C). Aún más duradera es la red cristalina formada por iones escandio, que tiene 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 de los grupos V, VI, VII, VIII. Esto se explica por el hecho de que para los metales de subgrupos que tienen electrones de valencia no apareados en el subnivel d, es característica la formación de enlaces covalentes muy fuertes entre los átomos, además de la capa de metal realizada por los electrones de la capa externa desde los orbitales.
El metal mas pesado - esto es osmio (Os) con p \u003d 22.5 g / cm 3 (componente de aleaciones superduroras y resistentes al desgaste), el metal más refractario es tungsteno W con t \u003d 3420 ° С (utilizado para la fabricación de lámparas de incandescencia), el metal más duro es Cr Cr (rasca el cristal). Forman parte de los materiales con los que se fabrican las herramientas de corte de metal, pastillas de freno de máquinas pesadas, etc. Los metales interactúan de manera diferente con el campo magnético. Los metales como el hierro, el cobalto, el níquel y el gadolinio se distinguen por su capacidad de ser altamente magnetizados. Se llaman ferromagnetos. 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 del campo magnético; estos son paramagnetos. Los metales empujados por el campo magnético son diamagnetos (cobre, plata, oro, bismuto).
Al considerar la estructura electrónica de los metales, dividimos los metales en metales de los subgrupos principales (elementos s y p) y metales de subgrupos secundarios (elementos d y f de transición).
En tecnología, se acostumbra clasificar los metales de acuerdo con varias propiedades físicas:
1. Densidad - pulmones (p< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Punto de fusión: fusible y refractario.
Hay clasificación de metales por propiedades químicas. Los metales con baja actividad química se llaman noble(plata, oro, platino y sus análogos: osmio, iridio, rutenio, paladio, rodio). Por la proximidad de las propiedades químicas emiten 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 dar electrones de valencia y pasan a iones con carga positiva, es decir, se oxidan. Esta es la principal propiedad común de los átomos y las sustancias simples: los metales. Los metales en las reacciones químicas son siempre agentes reductores. La capacidad de restauración de los átomos de sustancias simples: metales formados por elementos químicos del mismo período o un subgrupo principal de la Tabla Periódica de D. I. Mendeleev, cambia naturalmente.
La actividad reductora de un metal en las reacciones químicas que ocurren en soluciones acuosas refleja su posición en la serie electroquímica de tensiones metálicas.
En base a esta serie de tensiones, se pueden sacar las siguientes conclusiones importantes sobre la actividad química de los metales en las reacciones que ocurren en soluciones acuosas en condiciones estándar (t \u003d 25 ° C, p \u003d 1 atm).
· A la izquierda del metal en esta fila, más poderoso es el agente reductor.
· Cada metal es capaz de desplazar (restaurar) de las sales en la solución aquellos metales que están en la serie de tensiones posteriores (a la derecha).
· Los metales en una serie de tensiones a la izquierda del hidrógeno pueden desplazarlo de los ácidos en solución.
· Los metales, que son los agentes reductores más fuertes (alcalinos y alcalinotérreos), en cualquier solución acuosa, interactúan principalmente con el agua.
La actividad reductora de un metal, determinada por la serie electroquímica, no siempre corresponde a su posición en el sistema periódico. Esto se debe a que al determinar la posición del metal en una serie de voltajes, no solo se tiene en cuenta la energía del desprendimiento de electrones de los átomos individuales, sino también la energía gastada en la destrucción de la red cristalina, así como la energía liberada durante la hidratación iónica. Por ejemplo, el litio es más activo en soluciones acuosas que el sodio (aunque el Na es un metal más activo en posición en el sistema periódico). El hecho es que la energía de hidratación de los iones Li + es mucho mayor que la energía de hidratación de Na +, por lo que el primer proceso es energéticamente más rentable. Habiendo considerado las disposiciones generales que caracterizan las propiedades reductoras de los metales, pasamos a reacciones químicas específicas.
La interacción de los metales con los no metales.
· La mayoría de los metales forman óxidos con oxígeno.- Básico y anfótero. Los óxidos de metales de transición ácidos, por ejemplo, óxido de cromo (VI) CrO g u óxido de manganeso (VII) Mn 2 O 7, no se forman durante la oxidación directa del metal con oxígeno. Se obtienen indirectamente.
Los metales alcalinos Na, K reaccionan activamente con el oxígeno atmosférico.formando peróxidos:
El óxido de sodio se obtiene indirectamente calcinando peróxidos con los metales correspondientes:
El litio y los metales alcalinotérreos interactúan con el oxígeno atmosférico para formar óxidos básicos:
Otros metales, excepto los metales de oro y platino, que no son oxidados por el oxígeno atmosférico, interactúan con él de manera menos activa o cuando se calientan:
· Con los halógenos, los metales forman sales de ácidos hidrohálicos., p.ej:
· Con hidrógeno, los metales más activos forman hidruros. - sustancias similares a sales iónicas en las que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1, por ejemplo:
Muchos metales de transición forman hidruros de un tipo especial con hidrógeno; por así decirlo, se produce la disolución o incorporación de hidrógeno en la red cristalina de metales entre átomos e iones, mientras que el metal conserva su apariencia, pero aumenta de volumen. El hidrógeno absorbido está en forma atómica, aparentemente.
Hay hidruros metálicos de naturaleza intermedia.
· Los metales grises C forman sales - sulfuros, p.ej:
· Los metales reaccionan un poco más fuerte con nitrógenoya que el enlace químico en la molécula de nitrógeno N 2 es muy fuerte; en este caso se forman nitruros. A temperatura normal, solo el litio interactúa con el nitrógeno:
La 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 una serie de tensiones hasta el hidrógeno, también pueden, bajo ciertas condiciones, desplazar el hidrógeno del agua. Pero el aluminio reacciona violentamente con agua solo si la película de óxido se elimina de su superficie:
El magnesio interactúa con el agua solo cuando hierve, mientras que también se libera hidrógeno:
Si la quema de magnesio se introduce en el agua, entonces la combustión continúa, porque la reacción continúa:
El hierro interactúa con el agua solo en forma candente:
· Con ácidos en solución (HCl, H 2 ENTONCES 4 ), CH 3 COOH y otros, excepto HNO 3 ) los metales que interactúan en una serie de tensiones hasta el hidrógeno interactúan. En este caso, se forman sal e hidrógeno.
Pero el plomo (y algunos otros metales), a pesar de su posición en una serie de tensiones (a la izquierda del hidrógeno), es casi insoluble en ácido sulfúrico diluido, porque 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.
Debe recordarse que la reacción ocurre en aquellos casos en que la sal formada es soluble. El desplazamiento de metales de sus compuestos por otros metales fue estudiado primero en detalle por N. N. Beketov, el gran científico ruso en el campo de la química física. Organizó los metales de acuerdo con su actividad química en la "fila de desplazamiento", que se convirtió en el prototipo de una serie de tensiones metálicas.
· Con materia orgánica. 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 producir cicloalcanos inferiores y para síntesis, durante las cuales el esqueleto de carbono de la molécula se complica (reacción de A. Würz):
· Los metales cuyos hidróxidos son anfóteros interactúan con los álcalis en solución. Por ejemplo:
· Los metales pueden formar compuestos químicos entre sí, que colectivamente se denominan compuestos intermetálicos. En ellos, con mayor frecuencia, no aparecen los estados de oxidación de los átomos, que son característicos de los compuestos metálicos con no metales. Por ejemplo:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, etc.
Los compuestos intermetálicos generalmente no tienen una composición constante, el enlace químico en ellos es principalmente de metal. La formación de estos compuestos es más característica de los metales de los subgrupos.
Metales de los principales subgrupos de grupos I-III del sistema periódico de elementos químicos D. I. Mendeleev
características generales
Estos son metales del subgrupo principal del grupo I. Sus átomos en el nivel de energía externa tienen un electrón cada uno. Metales alcalinos - agentes reductores fuertes. Su capacidad reductora y actividad química aumentan con un aumento en el número de serie del elemento (es decir, de arriba a abajo en la tabla periódica). Todos ellos tienen conductividad electrónica. La fuerza de enlace entre los átomos de metales alcalinos disminuye al aumentar el número de serie del elemento. Sus puntos de fusión y ebullición también se reducen. Los metales alcalinos interactúan con muchas sustancias simples: agentes oxidantes. En las reacciones con agua, forman bases solubles en agua (álcalis). Elementos alcalinos de la tierra llamados los elementos del subgrupo principal del grupo II. Los átomos de estos elementos contienen en el nivel de energía externa. dos electrones. Son agentes reductores más fuertes tienen un estado de oxidación de +2. En este subgrupo principal, se observan leyes generales en el cambio en las propiedades físicas y químicas asociadas 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. Con un aumento en el tamaño de los iones, el ácido se debilita y se mejoran las propiedades básicas de los óxidos e hidróxidos.
El subgrupo principal del grupo III consta de elementos boro, aluminio, galio, indio y talio. Todos los elementos son elementos p. A nivel de energía externa, tienen tres (s 2 pags 1 ) electrón, lo que explica la similitud de las propiedades. El estado de oxidación es +3. Dentro del grupo, con un aumento en la carga del núcleo, aumentan las propiedades metálicas. El boro es un elemento no metálico, y el aluminio ya tiene propiedades metálicas. Todos los elementos forman óxidos e hidróxidos.
La mayoría de los metales están en subgrupos del Sistema Periódico. A diferencia de los elementos de los subgrupos principales, donde el nivel externo de los orbitales atómicos se llena gradualmente de electrones, los orbitales d del penúltimo nivel de energía y los orbitales s de este último están llenos de elementos de los subgrupos laterales. El número de electrones corresponde al número de grupo. Los elementos con un número igual de electrones de valencia se incluyen en el grupo bajo el mismo número. Todos los elementos de los subgrupos son metales.
Las sustancias simples formadas por metales de subgrupos tienen redes cristalinas fuertes que son resistentes al calor. Estos metales son los más duraderos y refractarios entre otros metales. En los elementos d, una transición se manifiesta claramente con un aumento en su valencia de las propiedades básicas a través de anfótero a ácido.
Metales alcalinos (Na, K)
A nivel de energía externa, los átomos de metales alcalinos de los elementos contienen un electrónubicado lejos del núcleo. Regalan fácilmente este electrón y, por lo tanto, son potentes agentes reductores. En todos los compuestos, los metales alcalinos exhiben un estado de oxidación de +1. Sus propiedades reductoras aumentan al aumentar el radio de átomos de Li a Cs. Todos ellos son metales típicos, tienen un color blanco plateado, suave (cortado con un cuchillo), ligero y fusible. Interactuar activamente con todos no metales:
Todos los metales alcalinos reaccionan con el oxígeno (excepto Li) para formar peróxidos. Los metales alcalinos no se encuentran en forma libre debido a su alta actividad química.
Óxidos - sólidos, tienen propiedades básicas. Se obtienen calcinando peróxidos con los metales correspondientes:
Hidróxidos NaOH, KOH - Las sustancias blancas sólidas, higroscópicas, se disuelven bien en agua con la liberación de calor, se denominan álcalis:
Las sales de metales alcalinos son casi todas solubles en agua. El más importante de ellos: 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; Na2SO4 10H2O - sal de Glauber; NaCl - cloruro de sodio, sal comestible.
Elementos del grupo I en tablas
Metales alcalinotérreos (Ca, Mg)
El calcio (Ca) es un representante metales alcalinotérreos, que se denominan elementos del subgrupo principal del grupo II, pero no todos, pero solo comienzan con calcio y descienden por el grupo. Estos son los elementos químicos que, al interactuar con el agua, forman álcalis. El calcio en el 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. Metal blando, pero su superficie en el aire está cubierta con una película protectora, que reduce ligeramente la actividad química. Su combustión se acompaña de un destello cegador. MgO y Mg (OH) 2 exhiben propiedades básicas. Aunque el Mg (OH) 2 es escasamente soluble, mancha la solución de fenolftaleína en color frambuesa.
Mg + O 2 \u003d MgO 2
Los óxidos de MO son sustancias sólidas refractarias blancas. En tecnología, el CaO se llama cal viva, y el MgO se llama magnesia quemada; estos óxidos se usan en la producción de materiales de construcción. La reacción del óxido de calcio con agua se acompaña de la liberación de calor y se llama apagado de la cal, y el Ca (OH) 2 resultante se llama cal apagada. Una solución clara de hidróxido de calcio se llama agua de cal, y una suspensión blanca de Ca (OH) 2 en agua se llama leche de cal.
Las sales de magnesio y calcio se obtienen por su interacción con los ácidos.
CaCO 3 - carbonato de calcio, tiza, mármol, piedra caliza. Se aplica en construcción. MgCO 3 - carbonato de magnesio - utilizado en metalurgia para liberar la escoria.
CaSO 4 2H 2 O - yeso. MgSO 4 - sulfato de magnesio - llamado amargo, o sal de Epsom, se encuentra en el agua de mar. BaSO 4 - sulfato de bario - debido a la insolubilidad y la capacidad de retener rayos X se utiliza en el diagnóstico ("gachas de barita") del tracto gastrointestinal.
El calcio representa el 1.5% del peso corporal de una persona, el 98% del calcio se encuentra en los huesos. El magnesio es un bioelemento, está en el cuerpo humano alrededor de 40 g, está involucrado en la formación de moléculas de proteínas.
Metales alcalinotérreos en tablas
Aluminio
Aluminio (Al) - un elemento del subgrupo principal del grupo III del sistema periódico de D. I. Mendeleev. Un átomo de aluminio contiene un nivel de energía externo. tres electronesque regala fácilmente en interacciones químicas. En el antepasado del subgrupo y el vecino superior de aluminio - boro - el radio atómico es menor (en boro es igual a 0.080 nm, en aluminio - 0.143 nm). Además, una capa intermedia de ocho electrones (2e; 8e; 3e) aparece en el átomo de aluminio, lo que impide la extensión de electrones externos al núcleo. Por lo tanto, las propiedades de reducción 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 estira fácilmente en el alambre y se enrolla en papel de aluminio con un grosor de hasta 0.01 mm. Tiene una conductividad eléctrica y conductividad térmica muy grande. Forman aleaciones ligeras y fuertes con otros metales. El aluminio es un metal muy activo. Si el polvo de aluminio o el papel de aluminio delgado está muy caliente, entonces encender y quemar con una llama cegadora:
Esta reacción se puede observar con la quema de bengalas y fuegos artificiales. 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 metales no metálicos proceden muy rápidamente y van acompañadas de la liberación de una gran cantidad de calor:
Aluminio bien soluble en ácidos sulfúricos e clorhídricos diluidos:
Y aquí ácidos sulfúricos y nítricos concentrados pasivan aluminioformando sobre una superficie de metal película de óxido fuerte y densa, lo que impide el curso posterior de la reacción. Por lo tanto, estos ácidos se transportan en tanques 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 es ampliamente utilizado en la metalurgia para producir metales: cromo, manganeso, vanadio, titanio, circonio a partir de sus óxidos. Este método se llama aluminotermia. En la práctica, a menudo se usa termitas, una mezcla de Fe 3 O 4 con polvo de aluminio. Si esta mezcla se enciende, por ejemplo, usando una cinta de magnesio, se produce una reacción energética con la liberación de una gran cantidad de calor:
El calor generado es suficiente para la fusión completa del hierro formado, por lo tanto, este proceso se utiliza para soldar productos de acero.
El aluminio se puede obtener por electrólisis: descomposición de la masa fundida de su óxido Al 2 O 3 en sus componentes mediante corriente eléctrica. Pero el punto de fusión de la alúmina es de aproximadamente 2050 ° C; por lo tanto, se requieren grandes cantidades de energía para la electrólisis.
Compuestos de aluminio
Aluminosilicatos. Estos compuestos pueden considerarse como sales formadas por alúmina, silicio, metales alcalinos y alcalinotérreos. Constituyen la mayor parte de la corteza terrestre. En particular, los aluminosilicatos son parte de feldespatos, los minerales y las arcillas más comunes.
Bauxita- roca de la que se obtiene el aluminio. Contiene alúmina Al 2 O 3.
Corundo- composición mineral Al 2 O 3, tiene una dureza muy alta, su variedad de grano fino que contiene impurezas, - esmeril, se utiliza como material abrasivo (molienda). Otro compuesto natural, la alúmina, tiene la misma fórmula.
Conocido transparente, coloreado con impurezas, cristales de corindón: rojo - rubíes y azul - zafiros, que se utilizan como piedras preciosas. Actualmente, se obtienen artificialmente y se utilizan no solo para joyería, sino también para fines técnicos, por ejemplo, para la fabricación de piezas de relojes y otros instrumentos de precisión. Los cristales de rubí se usan en láseres.
Alumina Al 2 O 3 - una sustancia blanca con un punto de fusión muy alto. Se puede obtener por descomposición calentando hidróxido de aluminio:
Hidróxido de aluminio Al (OH) 3 precipita como un precipitado gelatinoso bajo la acción de los álcalis sobre soluciones de sales de aluminio:
cómo hidróxido anfótero Es fácilmente soluble en ácidos y soluciones alcalinas:
Aluminates llaman sales de ácidos de aluminio inestables: ortoaluminio H 2 AlO 3, metaaluminio HAlO 2 (se puede considerar como ácido ortoalumínico, de la molécula de la que se tomó la molécula de agua). Los aluminatos naturales incluyen espinela noble y crisoberilo precioso. Las sales de aluminio, excepto los fosfatos, son muy solubles en agua. Algunas sales (sulfuros, sulfitos) se descomponen por el agua. El cloruro de aluminio AlCl 3 se usa 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) - un elemento de un subgrupo lateral del primer grupo. Fórmula electrónica: (... 3d 10 4s 1). Su décimo d-electron es móvil, porque se ha movido desde el subnivel 4S. El cobre en los compuestos exhibe estados de oxidación de +1 (Cu 2 O) y +2 (CuO). El cobre es un metal rosa claro, viscoso, viscoso, un excelente conductor de electricidad. Punto de fusión 1083 ° C.
Al igual que otros metales del subgrupo I del grupo del sistema periódico, el cobre se encuentra en una fila de actividad a la derecha del hidrógeno y no lo desplaza de los ácidos, pero reacciona con ácidos oxidantes:
Bajo la acción de los álcalis, las soluciones de sales de cobre precipitan una base azul débil.- hidróxido de cobre (II), que, cuando se calienta, se descompone en óxido de CuO negro básico y agua:
Propiedades químicas del cobre en tablas.
Zinc (Zn)- un elemento de un grupo del subgrupo II. Su fórmula electrónica es la siguiente: (... 3d 10 4s 2). Como el penúltimo subnivel d en los átomos de zinc se completa por completo, el zinc en los compuestos exhibe un estado de oxidación de +2.
El zinc es un metal blanco plateado que permanece prácticamente sin cambios en el aire. Tiene resistencia a la corrosión, lo que se explica por la presencia de una película de óxido en su superficie. Zinc: 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 + 2AgNO 3 \u003d 2Ag + Zn (NO 3) 2
Amphoteren de hidróxido de zinc, es decir, exhibe las propiedades tanto de ácido como de base. Con un vertido gradual de una solución alcalina a una solución de sal de zinc, el precipitado que precipita inicialmente se disuelve (lo mismo ocurre con el aluminio):
Propiedades químicas del zinc en las tablas.
Por ejemplo cromo (Cr) puede demostrar que las propiedades de los elementos de transición no cambian a lo largo del período fundamentalmente: se produce un cambio cuantitativo debido a un cambio en el número de electrones en los orbitales de valencia. El estado máximo de oxidación del cromo es +6. El metal en una serie de actividades está a la izquierda del hidrógeno y lo desplaza de los ácidos:
Cuando se agrega una solución alcalina a dicha solución, se forma un precipitado de Me (OH). 2 que se oxida rápidamente por el oxígeno atmosférico:
El óxido anfótero Cr 2 O 3 le corresponde. El óxido y el hidróxido de cromo (altamente oxidados) exhiben las propiedades de los óxidos y ácidos ácidos, respectivamente. Sales de ácido crómico (H 2 Cr O 4 ) en un ambiente ácido se convierten en dicromatos - sales de ácido dicromico (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 lateral del grupo VIII y el cuarto período del sistema periódico de D. I. Mendeleev. Los átomos de hierro están dispuestos de forma algo diferente a los átomos de los elementos de los subgrupos principales. Como corresponde a un elemento del cuarto período, los átomos de hierro tienen cuatro niveles de energía, pero no el último, pero el penúltimo, tercer nivel del núcleo, se llena de ellos. En el último nivel, los átomos de hierro contienen dos electrones. En el penúltimo nivel, que puede contener 18 electrones, hay 14 electrones en el átomo de hierro. Por lo tanto, la distribución de electrones por niveles en los átomos de hierro es la siguiente: 2e; 8e; 14e; 2e. Como todos los metales los átomos de hierro exhiben propiedades reductoras, proporcionando 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.
Este es un metal brillante blanco plateado con un punto de fusión de 1539 ° C. Es muy dúctil, por lo que es fácil de procesar, forjar, rodar, estampar. El hierro tiene la capacidad de magnetizar y desmagnetizar. Se le puede dar mayor resistencia y dureza por métodos térmicos y mecánicos. Distinguir entre hierro técnicamente puro y químicamente puro. El hierro técnicamente puro, de hecho, es acero con poco carbono, contiene 0.02-0.04% de carbono, y el oxígeno, azufre, nitrógeno y fósforo son aún menos. El hierro químicamente puro contiene menos del 0,01% de impurezas. Por ejemplo, los clips de papel y los botones están hechos de hierro técnicamente puro. Tal hierro se corroe fácilmente, mientras que el hierro químicamente puro apenas se corroe. Actualmente, el hierro es la base de la tecnología moderna y la ingeniería agrícola, el transporte y las comunicaciones, las naves espaciales y toda la civilización moderna. La mayoría de los productos, desde agujas de coser hasta naves espaciales, no pueden fabricarse sin el uso de hierro.
Propiedades quimicas del hierro
El hierro puede exhibir estados de oxidación de +2 y +3en consecuencia, el hierro da dos filas de compuestos. El número de electrones que un átomo de hierro cede en las reacciones químicas depende de la capacidad oxidante de las sustancias que reaccionan con él.
Por ejemplo, con halógenos, el hierro forma haluros en los que tiene un estado de oxidación de +3:
y con sulfuro - sulfuro de hierro (II):
Hierro caliente arde en oxígeno con la formación de óxido de hierro:
A alta temperatura (700-900 ° C) hierro reacciona con vapor de agua:
De acuerdo con la posición del hierro en la serie electroquímica de voltajes, puede desplazar los metales que están a su derecha de las soluciones acuosas de sus sales, por ejemplo:
En ácidos clorhídricos y sulfúricos diluidos, el hierro se disuelve, es decir, se oxida por iones de hidrógeno:
El hierro también se disuelve en ácido nítrico diluido.en este caso, se forma nitrato de hierro (III), productos de reducción de agua y 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 una serie de minerales. Este es mineral de hierro magnético (magnetita) Fe 3 O 4, mineral de hierro rojo (hematita) Fe 2 O 3, mineral de hierro marrón (limonita) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Otro compuesto natural de hierro es hierro, o azufre, pirita (pirita) FeS 2, no sirve como mineral de hierro para producir metal, pero se usa para producir ácido sulfúrico.
El hierro se caracteriza por dos filas de compuestos: compuestos de hierro (II) y hierro (III).El óxido de hierro (II) FeO y el correspondiente hidróxido de hierro (II) Fe (OH) 2 se obtienen indirectamente, en particular, a través de la siguiente cadena de transformaciones:
Ambos compuestos tienen propiedades básicas pronunciadas.
Cationes de hierro (II) Fe 2 + oxidado fácilmente por el oxígeno atmosférico a cationes de hierro (III) Fe 3 + . Por lo tanto, el precipitado blanco de hidróxido de hierro (II) adquiere un color verde y luego se vuelve marrón, convirtiéndose en hidróxido de hierro (III):
Óxido de hierro (III) Fe 2 O 3 y el correspondiente hidróxido de hierro (III) Fe (OH) 3 también se obtiene indirectamente, por ejemplo, en la cadena:
De las sales de hierro, los sulfatos y cloruros son de la mayor importancia técnica.
El hidrato cristalino de sulfato de hierro (II) FeSO 4 7H 2 O, conocido como sulfato de hierro, se usa para controlar las plagas de las plantas, para preparar pinturas minerales y para otros fines. El cloruro de hierro (III) FeCl 3 se usa 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 para 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 los iones Fe 2+ y Fe 3+
Para el reconocimiento de compuestos de hierro (II) y (III) conducir reacciones cualitativas a los iones de 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 de sangre roja. Este es un grupo especial de sales, que se llaman sales complejas, las conocerá más adelante. Mientras tanto, debe aprender cómo se disocian estas sales:
El reactivo para los iones Fe 3+ es otro compuesto complejo, una sal de sangre amarilla, K 4, que se disocia en solución de manera similar:
Si, en soluciones que contienen iones Fe 2+ y Fe 3+, agregue, respectivamente, soluciones de sal de sangre roja (reactivo para Fe 2+) y sal de sangre amarilla (reactivo para Fe 3+), entonces en ambos casos el mismo precipitado azul:
Para detectar iones Fe 3+, también se usa la interacción de sales de hierro (III) con tiocianato de potasio KNCS o amonio NH 4 NCS. En este caso, se forma un ion FeNCNS 2+ de colores brillantes, 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 usan ampliamente en la industria, la metalurgia, la medicina y la construcción.
Actividad del metal
En las reacciones, los átomos metálicos abandonan los electrones de valencia y se oxidan. Cuantos más niveles de energía y menos electrones tenga un átomo de metal, más fácil será dar electrones y entrar en reacciones. Por lo tanto, las propiedades metálicas aumentan de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica.
Higo. 1. Cambio en las propiedades metálicas en la tabla periódica.
La actividad de las sustancias simples se muestra en la serie electroquímica de tensiones metálicas. Los metales activos se encuentran a la izquierda del hidrógeno (la actividad aumenta a la izquierda), inactivos a la derecha.
Los más activos son los metales alcalinos ubicados en el grupo I de la tabla periódica y de pie a la izquierda del hidrógeno en la serie electroquímica de voltajes. Reaccionan con muchas sustancias incluso a temperatura ambiente. Les siguen los metales alcalinotérreos, incluidos en el grupo II. Reaccionan con la mayoría de las sustancias cuando se calientan. Los metales en la serie electroquímica de aluminio a hidrógeno (actividad media) requieren condiciones adicionales para entrar en la reacción.
Higo. 2. Serie electroquímica de tensiones metálicas.
Algunos metales exhiben propiedades anfóteras o dualidad. Los metales, sus óxidos e hidróxidos reaccionan con ácidos y bases. La mayoría de los metales reaccionan solo con ciertos ácidos, reemplazando el hidrógeno y formando una sal. Las propiedades duales más pronunciadas son:
- aluminio;
- dirigir;
- zinc;
- hierro;
- cobre;
- berilio;
- cromo.
Cada metal es capaz de desplazar a otro metal parado a su derecha en la fila electroquímica de las sales. Los metales a la izquierda del hidrógeno lo desplazan de los ácidos diluidos.
Propiedades
Las características de la interacción de los metales con diferentes sustancias se presentan en la tabla de propiedades químicas de los metales.
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Reacción |
Caracteristicas |
La ecuacion |
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Con oxigeno |
La mayoría de los metales forman películas de óxido. Los metales alcalinos se encienden automáticamente en presencia de oxígeno. En este caso, el sodio forma peróxido (Na 2 O 2), los metales restantes del grupo I - superóxido (RO 2). Cuando se calienta, los metales alcalinotérreos se autoinflama, los metales de actividad media se oxidan. El oro y el platino no entran en interacción con el oxígeno. |
4Li + O2 → 2Li2O; 2Na + O2 → Na2O2; K + O2 → KO2; 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3; 2Cu + O 2 → 2CuO |
|
Con hidrógeno |
Los alcalinos reaccionan a temperatura ambiente, alcalinotérreos cuando se calientan. El berilio no reacciona. El magnesio además necesita alta presión |
Sr + H 2 → SrH 2; 2Na + H2 → 2NaH; Mg + H 2 → MgH 2 |
|
Solo metales activos. El litio reacciona a temperatura ambiente. Otros metales - cuando se calienta |
6Li + N2 → 2Li3N; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2 |
|
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Con carbono |
Litio y sodio, el resto, cuando se calienta |
4Al + 3C → Al3 C4; 2Li + 2C → Li 2 C 2 |
|
El oro y el platino no interactúan |
2K + S → K2S; Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS |
|
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Con fósforo |
Cuando se calienta |
3Ca + 2P → Ca 3 P 2 |
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Con halógenos |
Solo los metales inactivos no reaccionan, el cobre, cuando se calienta |
Cu + Cl 2 → CuCl 2 |
|
Alcalinos y algunos metales alcalinotérreos. Cuando se calienta, en un ambiente ácido o alcalino, reaccionan metales de actividad media |
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2; Pb + H 2 O → PbO + H 2 |
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Con ácidos |
Metales a la izquierda del hidrógeno. El cobre se disuelve en ácidos concentrados. |
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2; Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2; Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O |
|
Con los álcalis |
Solo metales anfóteros |
2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2 |
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Activo reemplazar metales menos activos |
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 usan para crear aleaciones, detergentes, y se usan en reacciones catalíticas. Los metales están presentes en las baterías, la electrónica, en las estructuras de soporte.
Las principales industrias se enumeran en la tabla.
Higo. 3. Bismuto
Que aprendimos
De una lección del noveno grado de química, 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 sea el metal, más fácil será reaccionar en condiciones normales. Los metales activos reaccionan con halógenos, no metales, agua, ácidos, sales. Los metales anfóteros interactúan con los álcalis. Los metales de baja actividad no reaccionan con el agua, los halógenos y la mayoría de los no metales. Brevemente revisado la aplicación de la industria. Los metales se usan en medicina, industria, metalurgia y electrónica.
Prueba relacionada
Informe de evaluación
Puntuación media: 4.4. Total de calificaciones recibidas: 70.
Las ecuaciones de reacciones de la relación 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 1-3 electrones en el nivel de energía externa. Para los átomos de elementos d dentro de períodos de izquierda a derecha, se rellenan los subniveles d de la capa pre-externa.
- Las propiedades químicas de los metales se deben a la estructura característica de sus capas externas de electrones.
Dentro del período con carga nuclear creciente, los radios de los átomos con el mismo número de capas de electrones disminuyen. Los radios más grandes son átomos de metales alcalinos. Cuanto más pequeño es el radio del átomo, mayor es la energía de ionización, y cuanto mayor es el radio del átomo, menor es la energía de ionización. Como los átomos metálicos tienen los radios atómicos más grandes, se caracterizan principalmente por bajas energías de ionización y afinidades electrónicas. Los metales libres exhiben exclusivamente propiedades reductoras.
3) Los metales forman óxidos, por ejemplo:
Solo los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el hidrógeno, formando hidruros:
Los metales reaccionan con halógenos para formar haluros, con azufre - sulfuros, con nitrógeno - nitruros, con carbono - carburos.
Con un aumento en el valor algebraico del potencial de electrodo estándar del metal E 0 en una serie de voltajes, la capacidad del metal para reaccionar con el agua disminuye. Entonces, el hierro reacciona con agua solo a una temperatura muy alta:
Los metales con un valor positivo del potencial de electrodo estándar, es decir, detrás del hidrógeno en una serie de voltajes, no reaccionan con el agua.
Las reacciones de los metales con los ácidos son características. Los metales con un valor negativo de E 0 desplazan el hidrógeno de las soluciones de HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, etc.
Un metal con un valor más bajo de E 0 desplaza un metal con un valor más alto de E 0 de las soluciones salinas:
Los compuestos de calcio más importantes obtenidos en la industria, sus propiedades químicas y métodos de preparación.
El óxido de calcio CaO se llama cal viva. Se obtiene calcinando piedra caliza CaCO 3 -\u003e CaO + CO, a una temperatura de 2000 ° C. El óxido de calcio tiene las propiedades de un óxido básico:
a) reacciona con agua con la liberación de una gran cantidad de calor:
CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2 (cal apagada).
b) reacciona con ácidos para formar sal y agua:
CaO + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O
CaO + 2H + \u003d Ca 2+ + H 2 O
c) reacciona con óxidos ácidos para formar una sal:
CaO + C0 2 \u003d CaC0 3
El hidróxido de calcio Ca (OH) 2 se usa en forma de cal apagada, leche de cal y agua de cal.
La leche de cal es una suspensión formada al mezclar el exceso de cal apagada con agua.
El agua de cal es una solución transparente que se obtiene al filtrar la leche de cal. Utilizado en el laboratorio para detectar monóxido de carbono (IV).
Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O
Con la transmisión prolongada de monóxido de carbono (IV), la solución se vuelve transparente, ya que forma una sal ácida, soluble en agua:
CaC0 3 + C0 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
Si la solución de bicarbonato de calcio transparente resultante se calienta, se produce nuevamente turbidez, ya que el CaCO 3 precipita:
