Chemische Metalle. Chemische Eigenschaften von Metallen mit Beispielen

Die Struktur der Metallatome bestimmt nicht nur charakteristische physikalische Eigenschaften. einfache Substanzen - Metalle, aber auch gemeinsame chemische Eigenschaften.

Mit einer großen Vielfalt beziehen sich alle chemischen Reaktionen von Metallen auf Redox und können nur zwei Typen sein: Verbindungen und Substitutionen. Metalle sind in der Lage, chemische Reaktionen, um Elektronen zu ergeben, dh um die Reduktion von Mitteln zu erkennen, manifestieren sich nur einen positiven Oxidationsgrad in den resultierenden Verbindungen.

IM allgemeines Dies kann durch das Schema ausgedrückt werden:
Ich 0 - ne → me + n,
wo Metall eine einfache Substanz ist und ein 0 + N ein metallisches chemisches Element in der Verbindung ist.

Metalle können ihre Valenzelektronenatome von Nichtmetallen, Wasserstoffionen, Ionen anderer Metalle geben und somit mit Nichtmetallen reagieren - einfache Substanzen, Wasser, Säuren, Salze. Die Wiederherstellungskapazität von Metallen ist jedoch anders. Die Zusammensetzung der Reaktion von Metallen mit unterschiedlichen Substanzen hängt von der oxidativen Fähigkeit von Substanzen und Bedingungen ab, unter denen die Reaktion verläuft.

Bei hohen Temperaturen brennt die meisten Metalle in Sauerstoff:

2mg + o 2 \u003d 2mgo

Nicht in diesen Bedingungen nicht oxidiert, nur Gold, Silber, Platin und einigen anderen Metallen.

Mit Halogenen reagieren viele Metalle ohne Heizung. Zum Beispiel Aluminiumpulver beim Mischen mit Brom leuchtet:

2Al + 3BR 2 \u003d 2AlBR 3

In einigen Fällen werden in einigen Fällen Hydroxide gebildet. Sehr aktiv unter normalen Bedingungen mit Wasser-Alkalimetallen sowie Calcium, Strontium, Barium interagieren. Das Schema dieser Reaktion sieht im Allgemeinen so aus:

ME + HOH → ME (OH) N + H 2

Andere Metalle reagieren mit Wasser, wenn er erhitzt wird: Magnesium, wenn es kocht, Eisen in Wasserpaaren während des roten Kochens bügeln. In diesen Fällen werden Metalloxide erhalten.

Wenn das Metall mit Säure reagiert, dann ist es Teil des erzeugten Salzes. Wenn das Metall mit den Säurelösungen interagiert, kann es in dieser Lösung verfügbare Wasserstoffionen oxidieren. Abgekürzt ionengleichung. Im Allgemeinen können Sie so aufnehmen:

ME + NH + → ME N + + H 2

Stärker oxidative EigenschaftenAls Wasserstoffionen haben Anionen solcher sauerstoffhaltigen Säuren, wie konzentrierter Schwefel und Stickstoff. Daher reagieren diese Metalle mit diesen Säuren, die nicht in der Lage sind, Wasserstoffionen zu oxidieren, beispielsweise Kupfer und Silber.

Bei der Wechselwirkung von Metallen mit Salzen tritt die Substitutionsreaktion auf: Elektronen aus dem Ersatzatomen - mehr aktiver Metall gehen zu den Ionen des substituierten - weniger aktiven Metalls. Dieses Netzwerk tritt eine Metallsubstitution mit Metall in Salzen auf. Diese Reaktionen sind nicht reversibel: Wenn das Metall und das Metall in Salze verdrängt, zeigt das Metall in nicht das Metall und die Salze-Lösung.

In der Reihenfolge der Abnahme der chemischen Aktivität manifestiert sich in den Reaktionen der Verschiebung von Metallen voneinander aus wässrige Lösungen Ihre Salze, Metalle befinden sich in einer elektrochemischen Stresszeile (Aktivität) von Metallen:

LI → RB → K → BA → SR → CA → NA → MG → AL → MN → Zn → CR → → FE → CD → CR → → FE → CD → CO → → Fe → CD → CO → Ni → Sn → Pb → CU → SB → BI → CU → HG → AG → PD → Pt → Au

Metalle in dieser Linie von links sind aktiver und in der Lage, die folgenden Metalle aus Salzenlösungen zu übersetzen.

Wasserstoff ist in der elektrochemischen Reihe von Metallspannungen enthalten, als der einzige Nichtmetall, der sich mit Metallen trennen, positiv aufgeladene Ionen bilden. Daher ersetzt Wasserstoff einige Metalle in ihren Salzen und selbst können durch viele Metalle in Säuren ersetzt werden, zum Beispiel:

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

Metalle, die mit einer elektrochemischen Spannungsreihe zu Wasserstoff zugewandt sind, werden aus Lösungen vieler Säuren (Salz, Schwefel usw.) verschoben, und das folgende, beispielsweise Kupfer, nicht verdrängen.

die Site ist mit dem vollen oder teilweisen Kopieren des Materialverzirks auf die ursprüngliche Quelle erforderlich.

Metalle sind aktive Reduktionsmittel mit positiver Oxidationsgrad. Dank der chemischen Eigenschaften werden die Metalle in Industrie, Metallurgie, Medizin, Konstruktion häufig eingesetzt.

Metallaktivität

In Reaktionen ergeben die Atome von Metallen Valenzelektronen und sind oxidiert. Je mehr Energie und weniger Elektronen ein Metallatom aufweisen, desto einfacher ist es, Elektronen zu ergeben und die Reaktion einzugeben. Daher erhöhen Metalleigenschaften von oben nach unten und rechts nach links in der MendeleeV-Tabelle.

Feige. 1. Ändern der Metalleigenschaften in der MendeleeV-Tabelle.

Die Aktivität von einfachen Substanzen ist in der elektrochemischen Reihe von Metallen der Metalle dargestellt. Die linke Wasserstoff ist aktives Metalle (Aktivität steigt auf der linken Rand), rechts inaktiv.

Alkalische Metalle, in der ersten Gruppe von Periodensystem und der linken Seite des Wasserstoffs, zeigen in der elektrochemischen Spannungsreihe die größte Aktivität. Sie reagieren mit vielen Substanzen bei Raumtemperatur. Sie sind Erdalkalimetalle, die in der Gruppe II enthalten sind. Sie reagieren mit den meisten Substanzen, wenn sie erhitzt werden. Metalle in der elektrochemischen Reihe von Aluminium bis Wasserstoff (mittlere Aktivität) erfordern zusätzliche Bedingungen für den Reaktionseingang.

Feige. 2. Elektrochemische Reihe von Metallspannungen.

Einige Metalle zeigen amphoterische Eigenschaften oder Dualität. Metalle, ihre Oxide und Hydroxide reagieren mit Säuren und Basen. Die meisten Metalle reagieren nur mit einigen Säuren, was Wasserstoff ersetzt und Salz bildet. Die ausgeprägigsten dualen Eigenschaften zeigen:

• aluminium;
• führen;
• zink;
• eisen;
• kupfer;
• beryllium;
• chrom.

Jedes Metall kann das andere Metall aus den in der elektrochemischen Zeile stehenden Salze aufweisen. Metalle links von Wasserstoff werden aus verdünnten Säuren verschoben.

Eigenschaften

Merkmale der Interaktion von Metallen mit verschiedene Substanzen In der Tabelle der chemischen Eigenschaften von Metallen präsentiert.

Reaktion	Eigenschaften	Die gleichung
Mit Sauerstoff	Die meisten Metalle bilden Oxidfilme. Alkalische Metalle sind in Anwesenheit von Sauerstoff selbstvorschlag. Gleichzeitig ist das Natriumformenperoxid (Na 2 O 2) die restlichen Metalle der Gruppe I - Opperoxide (RO 2). Wenn erhitzt, sind Erdalkalimetalle selbstvorschlag, Metalle der mittleren Aktivität - oxidiert. In der Interaktion mit Sauerstoff treten Gold und Platin nicht ein	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
Mit Wasserstoff	Bei Raumtemperatur reagiert Alkali, wenn erhitzt - alkalische Erde ist. Beryllium reagiert nicht. Magnesia benötigt zusätzlich einen hohen Druck	SR + H 2 → SRH 2; 2na + H 2 → 2na; Mg + h 2 → MgH 2
	Nur aktive Metalle. Lithium reagiert bei Raumtemperatur. Die restlichen Metalle - beim Erhitzen	6li + n 2 → 2li 3 n; 3CA + N 2 → CA 3 N 2
Mit Kohlenstoff	Lithium und Natrium, der Rest - beim Erhitzen	4al + 3c → Al 3 C4; 2li + 2c → li 2 c 2
	Gold und Platinum interagieren nicht	2k + s → k 2 s; Fe + s → FES; Zn + s → Zns
Mit Phosphor	Wenn erhitzt	3CA + 2P → CA 3 P 2
Mit Halogen	Nur niedrige Metalle reagieren nicht, Kupfer - wenn erhitzt wird	Cu + Cl 2 → Cucl 2
	Alkalische und einige Erdalkalimetalle. Wenn erhitzt, reagieren mittlere Aktivitätmetalle unter sauren oder alkalischen Medien	2NA + 2H 2 O → 2NAOH + H 2; Ca + 2h 2 o → ca (oh) 2 + h 2; PB + H 2 O → PBO + H 2
Mit Säuren	Metalle links von Wasserstoff. Kupfer löst sich auf. B. konzentrierte Säurenoh	Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2; Fe + H 2 SO 4 → FESO 4 + H 2; Cu + 2h 2 SO 4 → Cuso 4 + SO 2 + 2H 2 O
Mit Alkalis.	Nur amphotere Metalle.	2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2k + 3H 2
	Active Ersetzen Sie weniger aktive Metalle	3NA + ALCL 3 → 3NACL + AL

Metalle interagieren miteinander und bilden intermetallische Verbindungen - 3CU + AU → CU 3 AU, 2NA + SB → NA 2 SB.

Anwendung

Die gesamten chemischen Eigenschaften von Metallen werden zur Erzeugung von Legierungen, Waschmitteln verwendet, werden in katalytischen Reaktionen verwendet. Metalle sind in Batterien, Elektronik, in Tragstrukturen vorhanden.

Die Hauptindustrien sind in der Tabelle angegeben.

Feige. 3. Wismut

Was haben wir kennen?

Aus der Lektion von Note 9 lernte die Chemie über die grundlegenden chemischen Eigenschaften von Metallen. Die Fähigkeit, mit einfachen und komplexen Substanzen zu interagieren, bestimmt die Aktivität von Metallen. Je aktiver das Metall, desto einfacher ist es unter normalen Bedingungen in die Reaktion. Wirkstoffe reagieren mit Halogenen, Nichtmetallen, Wasser, Säuren, Salzen. Amphoterische Metalle interagieren mit Alkalis. Nicht wirksame Metalle reagieren nicht mit Wasser, Halogenen, den meisten Nichtmetallen. Wird kurz den Zweig der Anwendung überprüft. Metalle werden in Medizin, Industrie, Metallurgie, Elektronik eingesetzt.

Test auf dem Thema

Beurteilung berichten.

Durchschnittliche Bewertung: 4.4. Gesamtbewertungen: 120.

Wenn in dem periodischen Tisch der Elemente di iTeleeeve eine Diagonale von Beryllium nach Astatu halten, bleiben Elementmetalle am Boden der Diagonale hinterlassen (Elemente von seitlichen Untergruppen umfassen in blau hervorgehoben) und rechts nicht Metallelemente (hervorgehobenes Gelb hervorgehoben). Elemente, die sich in der Nähe der diagonalen Halbmetalle oder Metalloiden (B, Si, GE, SB usw.) befinden, haben einen dualen Charakter (hervorgehoben mit rosa Farbe).

Wie aus der Figur ersichtlich ist, sind die überwältigende Mehrheit der Elemente Metalle.

Gemäß chemischer Natur Metalle sind chemische Elemente, deren Atome Elektronen aus einem äußeren oder Antisomin-Energispegel ergeben, wodurch positiv geladene Ionen bilden.

Fast alle Metalle haben relativ große Radien und eine kleine Anzahl von Elektronen (von 1 bis 3) auf externen Energieniveau. Metalle zeichnen sich durch geringes Elektronegabilitätswerte und Rehabilitationseigenschaften aus.

Die typischsten Metalle befinden sich zu Beginn der Perioden (ab dem zweiten), ferner nach links von den Metalleigenschaften schwächer. In der Gruppe von oben nach unten werden Metalleigenschaften verbessert, da der Atomradius der Atome zunimmt (aufgrund einer Erhöhung der Anzahl der Energienebene). Dies führt zu einer Abnahme der Elektronegierbarkeit (die Fähigkeit, Elektronen anzunehmen) Elemente und die Verringerung der Rehabilitationseigenschaften (die Fähigkeit, Elektronen an anderen Atomen in chemischen Reaktionen zu verleihen).

Typisch Metalle sind S-Elemente (Elemente der IA-Gruppe von Li bis FR. Elemente der PA-Gruppe von MG bis RA). Allgemeines elektronische Formel Ihre ns 1-2-Atome. Sie zeichnen sich durch die Oxidationsgrade + I bzw. + II aus.

Eine kleine Anzahl von Elektronen (1-2) auf dem externen Energienpegel an typischen Metallenatomen impliziert einen Lichtverlust dieser Elektronen und der Manifestation starker reduzierender Eigenschaften, die niedrige Elektronegärzwerte widerspiegeln. Daher die Begrenztheit der chemischen Eigenschaften und Verfahren zum Erhalten typischer Metalle.

Ein charakteristisches Merkmal typischer Metalle ist der Wunsch ihrer Atome, Kationen und Ionen-chemische Bindungen mit Nichtmetallatomen zu bilden. Verbindungen typischer Metalle mit Nichtmetallen sind ionische Kristalle "metallanion nemetalla kation", beispielsweise k + vg -, ca 2+ pro 2-. Die Kationen typischer Metalle besteht auch aus Verbindungen mit komplexen Anionen - Hydroxiden und Salzen, beispielsweise Mg 2+ (ON -) 2, (LI +) 2СO 3 2-.

Metalle von A-Gruppen, die in dem periodischen System der Amphoteritätsdiagonale bilden, die in dem periodischen System VE-AL-SB-RO, sowie das Metall neben ihnen (GA, in, TL, Sn, RB, BI) zeigen nicht typische Metalleigenschaften. Allgemeine elektronische Formel ihrer Atome ns. 2 np. 0-4 beinhaltet eine größere Vielfalt an Oxidationsgraden, die größere Fähigkeit, seine eigenen Elektronen zu halten, und allmählich senkt ihre Wiederherstellungsfähigkeit und das Erscheinungsbild der oxidativen Fähigkeiten, insbesondere in hohe Abschlüsse Oxidation (charakteristische Beispiele - Verbindungen von TL III, PB IV, VI V). Ein solches chemisches Verhalten ist charakteristisch und für die meisten (D-Elemente, d. H. Elemente von B-Gruppen Periodensystem (typische Beispiele - Amphoterische Elemente von CR und ZN).

Dies ist eine Manifestation der Eigenschaften der Dualität (Amphoterität), gleichzeitig Metall (basic) und nicht metallisch, aufgrund der Natur chemische Bindung. Im festen Zustand enthält der Anschluss von nichtypischen Metallen mit Nichtmetallen überwiegend kovalente Bindungen (jedoch weniger langlebig als die Verbindungen zwischen Nichtmetallen). In Lösung sind diese Bindungen leicht gebrochen, und die Verbindungen werden auf Ionen (vollständig oder teilweise) dissoziiert. Zum Beispiel besteht Metallgallium aus GA 2 -molekülen, in einem festen Zustand von Aluminium und Quecksilberchloriden (II), ALSL 3 und NGSL 2 enthalten stark kovalente Bindungen, aber in einer Lösung von ALSL 3 dissoziiert fast vollständig und der NGSL 2 ist in sehr geringem Grad (und dann auf den Ionen NGSL + und SL -).

Allgemeine physikalische Eigenschaften von Metallen

Aufgrund des Vorhandenseins von freien Elektronen ("elektronisches Gas") im Kristallgitter zeigen alle Metalle die folgenden charakteristischen allgemeinen Eigenschaften:

1) Plastik - Die Fähigkeit, die Form leicht zu ändern, dehnen in Draht, in dünne Blätter eingerollt.

2) Metallglanz und Deckkraft. Dies ist auf die Wechselwirkung freier Elektronen mit inklusivem Licht zurückzuführen.

3) Elektrische Leitfähigkeit. Es wird durch die Richtungsbewegung freier Elektronen aus dem negativen Pol auf den positiven Einfluss einer kleinen Potentialdifferenz erläutert. Bei der Erwärmung sinkt die elektrische Leitfähigkeit, weil Mit zunehmender Temperatur werden Schwankungen von Atomen und Ionen in den Knoten des Kristallgitters verbessert, was die Richtungsbewegung des "elektronischen Gases" schwierig macht.

4) Wärmeleitfähigkeit. Es ist auf die hohe Mobilität freier Elektronen zurückzuführen, aufgrund der die Temperatur die Masse des Metalls schnell ausnimmt. Die größte Wärmeleitfähigkeit ist Wismut und Quecksilber.

5) Härte. Das härteste - chrom (schneidet Glas); Die Milders sind Alkalimetalle - Kalium, Natrium, Rubidium und Cäsium - von einem Messer geschnitten.

6) Dichte. Es ist weniger als die atomare Masse des Metalls und des mehr Radius des Atoms. Das einfachste Lithium (ρ \u003d 0,53 g / cm3); Schweres Osmium (ρ \u003d 22,6 g / cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g / cm3 werden als "leichter Metall" betrachtet.

7) Schmelzende und kochende Temperaturen. Das am meisten Ellbogenmetall - Quecksilber (MP \u003d -39 ° C), der feuerfeste Metallwolfram (T ° feld \u003d 3390 ° C). Metalle mit T ° pl. Über 1000 ° C gelten als feuerfestes, niedrigeres niedrigeres Schmelzen.

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Starke Reduktionsmittel: ME 0 - Nē → Me n +

Eine Reihe von Spannungen kennzeichnet die Vergleichstätigkeit von Metallen in oxidativen Reduktionsreaktionen in wässrigen Lösungen.

I. Metallreaktionen mit Nichtmetallen

1) mit Sauerstoff:
2mg + o 2 → 2mgo

2) mit grau:
HG + S → HGS

3) Mit Halogenen:
Ni + cl 2 - t ° → nicl 2

4) mit Stickstoff:
3CA + N 2 - T ° → Ca 3 N 2

5) mit Phosphor:
3CA + 2P - T ° → CA 3 P 2

6) mit Wasserstoff (nur alkalische und Erdalkalimetalle reagieren):
2li + h 2 → 2lih

CA + H 2 → CAH 2

II. Säuremetalle Reaktionen.

1) Metalle, die in einer elektrochemischen Stressstrecke stehend sind, um Nicht-Oxidansäuren auf Wasserstoff wieder herzustellen:

Mg + 2hcl → MgCl 2 + H 2

2Al + 6HCl → 2Alcl 3 + 3H 2

6NA + 2H 3 PO 4 → 2NA 3 PO 4 + 3H 2

2) Bei oxidierenden Säuren:

Bei der Wechselwirkung von Salpetersäure jeglicher Konzentration und konzentrierter Schwefel mit Metallen wasserstoff stillt nie heraus!

Zn + 2h 2 SO 4 (k) → ZNSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5h 2 SO 4 (k) → 4zNSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4h 2 SO 4 (k) → 3zNSO 4 + S + 4H 2 O

2h 2 SO 4 (k) + Cu → Cu 4 + SO 2 + 2H 2 O

10hno 3 + 4 mg → 4mg (Nr. 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4hno 3 (k) + cu → Cu (Nr. 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Metallwechselwirkung mit Wasser

1) Aktiv (alkalische und Erdalkalimetalle) bilden eine lösliche Basis (Alkali) und Wasserstoff:

2NA + 2H 2 O → 2NAOH + H 2

Ca + 2h 2 o → ca (oh) 2 + h 2

2) Metalle der mittleren Aktivität werden mit Wasser oxidiert, wenn er auf Oxid erhitzt wird:

Zn + h 2 o - t ° → zno + h 2

3) Inaktiv (AU, AG, PT) - nicht reagieren.

IV. Das herausragende von weniger aktiven Metallen aus Lösungen ihrer Salze:

Cu + HgCl 2 → HG + CUCL 2

Fe + Cuso 4 → Cu + Feso 4

In der Industrie werden oft keine reinen Metalle verwendet, sondern Mischungen - legierungenin dem die vorteilhaften Eigenschaften eines Metalls durch die vorteilhaften Eigenschaften des anderen ergänzt werden. Kupfer hat also geringe Härte und ist für die Herstellung von Maschinenteilen, Kupferlegierungen mit Zink ungeeignet ( messing-) sind bereits solide und in der Maschinenbau weit verbreitet. Aluminium hat eine hohe Plastizität und eine ausreichende Leichtigkeit (geringe Dichte), aber zu weich. Basierend auf dieser ist Legierung mit Magnesium, Kupfer und Mangan - Duraluminium (Dural) vorbereitet, die ohne zu verlieren nützliche Eigenschaften Aluminium erwirbt hohe Härte und eignet sich in Flugzeugen. Eisenlegierungen mit Kohlenstoff (und Additiven anderer Metalle) - diese sind bekannt gusseisenund stahl.

Metalle in freier Form sind verringerung der Agenten. Die Reaktivität einiger Metalle ist jedoch gering, da sie abgedeckt sind. oberflächenoxidfilmin unterschiedlichen Graden, die gegen die Wirkung solcher chemischer Reagenzien wie Wasser, Säurelösungen und Alkalien beständig sind.

Zum Beispiel wird Blei immer mit Oxidfilm bedeckt, es erfordert nicht nur die Wirkung des Reagens (zum Beispiel verdünnte Salpetersäure), sondern auch die Erwärmung. Der Oxidfilm auf Aluminium verhindert seine Reaktion mit Wasser, unter der Wirkung von Säuren und Alkalien wird jedoch zerstört. Loser Oxidfilm (Rost), auf der Bügeleisenfläche in nasser Luft gebildet, stört die weitere Oxidation von Eisen nicht.

Unter dem Einfluss konzentriert Säuren auf Metallen gebildet nachhaltig Oxyd-Film. Dieses Phänomen wird genannt passivierung. Also, in konzentriert schwefelsäure Passivierbar (und danach reagieren sie nicht mit Säure) solcher Metalle, wie ve, bi, co, fe, mg und nb und in konzentrierten Salpetersäure-Metallen A1, VE, BI, CO, SG, Fe, NB, NI , Roggen, th und u.

Bei der Interaktion mit oxidierenden Mitteln in Säurelösungen gehen die meisten Metalle in Kationen, deren Ladung durch einen stabilen Oxidationsgrad dieses Elements in Verbindungen (NA +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ und Fe 3 durch einen stabilen Oxidationsgrad bestimmt wird +)

Die reduktive Aktivität von Metallen in einer Säurelösung wird durch eine Reihe von Spannungen übertragen. Die meisten Metalle werden in eine Salzlösung übersetzt und mit Schwefelsäuren verdünnt, aber Cu, AG und Hg - nur Schwefel (konzentriert) und salpetersäurenund Pt und AI - "Tsarist Wodka".

Korrosionsmetalle.

Eine unerwünschte chemische Eigenschaft von Metallen ist sie, d. H. Active Zerstörung (Oxidation) bei Kontakt mit Wasser und unter dem Einfluss von Sauerstoff, der darin aufgelöst wurde (Sauerstoffkorrosion). Beispielsweise ist die Korrosion von Eisenprodukten in Wasser weithin bekannt, wodurch der Rost gebildet wird, und Produkte werden in Pulver zerbröckert.

Metallkorrosion verläuft auch in Wasser aufgrund der Anwesenheit von gelösten Gasen von 2 und SO 2; Das saure Medium wird erzeugt, und die H + -Kationen werden durch aktive Metalle in Form von Wasserstoff H 2 verschoben ( wasserstoffkorrosion.).

Der Kontakt von zwei heterogenen Metallen ist besonders korrosionsgefährlich ( kontaktkorrosion). Zwischen einem Metall, zum Beispiel Fe, und anderem Metall, beispielsweise Sn oder Cu, in Wasser angeordnet, tritt ein galvanisches Paar auf. Der Elektronenstrom stammt aus einem aktiveren Metall, das in einer Reihe von Spannungen (RE) in der linken Seite steht, in einer weniger aktiven Metall (SN, Cu), und ein aktives Metall wird zerstört (Corrodes).

Aus diesem Grund ist der Rost eine verzinnte Oberfläche von Blechdosen (Zinn beschichtet) während der Lagerung in einer nassen Atmosphäre und ein unvorsichtiger Umgang mit ihnen (Eisen wird nach dem Erscheinungsbild von mindestens einem kleinen Kratzer schnell zerstört, der den Kontakt von Eisen zugibt mit Feuchtigkeit). Im Gegenteil, die verzinkte Oberfläche des Eiseneimers rost nicht lange, denn auch wenn es Kratzer gibt, ist es von Eisen, aber Zink (aktiveres Metall als Eisen) korrodiert.

Die Korrosionsbeständigkeit für dieses Metall wird mit seiner Beschichtung mit einem aktiveren Metall verbessert oder wenn sie sie verschmelzen; Die Beschichtung aus Eisenchrom oder der Herstellung von Eisenlegierung mit Chrom eliminiert also Eisenkorrosion. Verchromtes Eisen und Stahl mit Chrom ( edelstahl), haben hohe Korrosionsbeständigkeit.

elektrometergallgie, d. H. Die Herstellung von Metallen durch Elektrolyse von Schmelzen (für die aktivsten Metalle) oder Salzlösungen;

pyrometallurgie, d. H. Wiederherstellung von Metallen aus Erzen bei hohen Temperaturen (zum Beispiel Eisen im Domänenverfahren);

hydrometerallurgie, d. H. Die Freisetzung von Metallen aus den Lösungen ihrer Salze mit mehr aktiven Metallen (zum Beispiel die Herstellung von Kupfer von der Sauglösung 4 mit der Wirkung von Zink, Eisen oder Aluminium).

In der Natur, manchmal einheimische Metalle (charakteristische Beispiele - AG, AU, PT, NG), aber öfter sind die Metalle in Form von Verbindungen ( metallerz). In der Prävalenz von B. erdkore Metalle sind anders: von der häufigsten, na, ca, fe, mg, k, ti) bis zum seltenen - vi, in, ag, au, pt, re.

Nach seiner chemischen Aktivität variieren die Metalle stark. Über die chemische Aktivität des Metalls kann an ihrer Position in etwa gerichtet werden.

Die aktivsten Metalle befinden sich zu Beginn dieser Serie (links), dem niedrigsten, am Ende (rechts).
Reaktionen mit einfachen Substanzen. Metalle sind in Reaktion mit Nichtmetallen, um binäre Verbindungen zu bilden. Die Bedingungen für die Wiederherstellung von Reaktionen, und manchmal unterscheiden sich ihre Produkte stark für verschiedene Metalle.
Beispielsweise reagieren Alkalimetalle aktiv mit Sauerstoff (einschließlich in der Luftzusammensetzung) bei Raumtemperatur mit der Bildung von Oxiden und Peroxiden

4li + o 2 \u003d 2li 2 o;
2NA + O 2 \u003d NA 2 O 2

Metalle der mittleren Aktivität reagieren beim Erhitzen mit Sauerstoff. Gleichzeitig werden Oxide gebildet:

2mg + o 2 \u003d t 2mgo.

Nicht wirksame Metalle (z. B. Gold, Platin) reagieren nicht mit Sauerstoff und ändern daher praktisch ihren Glanz nicht.
Die meisten Metalle beim Erhitzen mit Schwefelpulver bilden geeignete Sulfide:

Reaktionen mit komplexen Substanzen. Metalle reagieren auf Verbindungen aller Klassen - Oxide (einschließlich Wasser), Säure, Basen und Salze.
Aktive Metalle interagieren schnell mit Wasser bei Raumtemperatur:

2LI + 2H 2 O \u003d 2LIOH + H 2;
BA + 2H 2 O \u003d BA (OH) 2 + H 2.

Die Oberfläche solcher Metalle wie Magnesium und Aluminium ist durch einen dichten Film des entsprechenden Oxids geschützt. Dies verhindert den Reaktionsfluss mit Wasser. Wenn dieser Film jedoch seine Integrität entfernt oder stört, reagieren diese Metalle auch aktiv. Zum Beispiel reagiert pulverisiertes Magnesium mit heißem Wasser:

Mg + 2h 2 o \u003d 100 ° C mg (oh) 2 + h 2.

Bei erhöhter Wassertemperatur wird die Reaktion umgesetzt und weniger aktive Metalle: Zn, Fe, Mil, und andere. Gleichzeitig werden geeignete Oxide gebildet. Wenn zum Beispiel der Wasserdampf mit heißen Eisenchips übergeht, verläuft die Reaktion:

3FE + 4H 2 O \u003d T FE 3 O 4 + 4H 2.

Metalle, die mit einer Aktivitätsreihe zu Wasserstoff zugewandt sind, reagieren mit Säuren (außer HNO 3), um Salze und Wasserstoff zu bilden. Aktive Metalle (k, na, ca, mg) reagieren mit Säurelösungen sehr heftig (bei hoher Geschwindigkeit):

Ca + 2hcl \u003d caCl 2 + h 2;
2Al + 3H 2 SO 4 \u003d AL 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Nicht wirksame Metalle sind oft in Säuren praktisch gelöst. Dies ist auf die Bildung eines unlöslichen Salzes auf ihrer Oberfläche zurückzuführen. Zum Beispiel wird Blei, das in einer Reihe von Aktivität zu Wasserstoff steht, praktisch nicht in verdünnter Schwefel gelöst und salzsäuren. Aufgrund der Bildung auf seiner Oberfläche von unlöslichen Salzen (PBSO 4 und PBLC 2).

Sie müssen Javascript aktivieren, um abzustimmen

Unter Metallen bedeuten sie eine Gruppe von Elementen, die in Form der einfachsten Substanzen präsentiert werden. Sie besitzen charakteristische Eigenschaften, nämlich hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, positiver Temperaturkoeffizient des Widerstands, hoher Plastizität und Metallfunkeln.

Beachten Sie das von 118 chemische Elementedie offen waren dieser MomentZu den Metallen sollte zugeschrieben werden:

• unter der Gruppe der Pic-Earth-Metalle 6 Elemente;
• unter alkali Metalle 6 Elemente;
• zwischen den Übergangsmetallen 38;
• in der Gruppe der leichten Metalle 11;
• unter den Halbmetallen von 7 Elementen,
• 14 unter lantanoiden und lantan,
• 14 in der Aktinoid- und Actiniumgruppe
• Jenseits der Definition gibt es Beryllium und Magnesium.

Basierend auf dieser, 96 Elemente umfassen Metalle. Beachten Sie detaillierter mit den reagierenden Metallen. Da auf dem externen Elektronenniveau in den meisten Metallen eine kleine Menge Elektronen von 1 bis 3 besteht, können in den meisten ihrer Reaktionen als Reduktionsmittel wirken (dh sie geben ihren Elektronen anderen Elementen).

Reaktionen mit den einfachsten Elementen

• Neben Gold und Platin sind absolut alle Metalle mit Sauerstoff reagieren. Wir stellen auch fest, dass die Reaktion bei hohen Temperaturen mit Silber auftritt, aber Silberoxid (II) bei normalen Temperaturen wird nicht gebildet. Je nach Eigenschaften des Metalls sind Oxide, Druck und Peroxide als Ergebnis der Reaktion mit Sauerstoff ausgebildet.

Wir geben Beispiele für jede der chemischen Ausbildung an:

1. lithiumoxid - 4li + O 2 \u003d 2LI 2 O;
2. kaliumpropeller - K + O 2 \u003d KO 2;
3. natriumperoxid - 2NA + O 2 \u003d NA 2 O 2.

Um Peroxidoxid zu erhalten, muss er mit demselben Metall wiederhergestellt werden. Beispielsweise wird Na 2 O 2 + 2na \u003d 2a 2 O. mit niedrigaktiven Metallen, eine solche Reaktion, nur bei erhitztem, beispielsweise erhitzt: 3FE + 2O 2 \u003d FE 3 O 4.

• Mit Stickstoff können die Metalle nur mit aktiven Metallen reagieren, aber nur Lithium können bei Raumtemperatur bei Raumtemperatur interagieren, während Nitride bildet - 6li + n 2 \u003d 2li 3 N, aber wenn er erhitzt ist chemische Reaktion 2Al + N 2 \u003d 2Aln, 3CA + N 2 \u003d Ca 3 N 2.
• Mit Grau, sowie mit Sauerstoff reagieren absolut alle Metalle, während die Ausnahme von Gold und Platin ist. Beachten Sie, dass Eisen nur interagieren kann, wenn sie mit Grau erhitzt wird, gleichzeitig Sulfid: Fe + s \u003d FES
• Nur aktive Metalle können mit Wasserstoff reagieren. Dazu gehören Metalle der IA-Gruppe und IIA außer Berilien. Solche Reaktionen können nur durchgeführt werden, wenn sie durch Bildenhydride erhitzt werden.

  Da der Grad der Wasserstoffoxidation in Betracht gezogen wird? 1 wirken die Metalle in diesem Fall als Reduktionsmittel: 2NA + H 2 \u003d 2NAH.

• Die aktivsten Metalle reagieren auch mit Kohlenstoff. Als Ergebnis dieser Reaktion werden Acetylene oder Methanide gebildet.

Überlegen Sie, welche Metalle mit Wasser reagieren und was geben sie infolge dieser Reaktion? Acetylen, wenn es mit Wasser interagiert wird, erzeugt Acetylen, und Methan resultiert aus der Reaktion von Wasser mit Metabinen. Wir geben Beispiele für Reaktionsdaten an:

1. Acetylen - 2na + 2c \u003d Na 2 C 2;
2. Methan - Na 2 C 2 + 2H 2 O \u003d 2NAOH + C 2 H 2.

Säurereaktionen mit Metallen

Metalle mit Säuren können auch anders reagieren. Mit allen Säuren reagieren nur diese Metalle mit der elektrochemischen Aktivität von Metallen an Wasserstoff.

Wir geben ein Beispiel für eine Substitutionsreaktion, die zeigt, mit der die Metalle reagieren. Auf andere Weise wird eine solche Reaktion als Redox bezeichnet: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 ^.

Einige Säuren können auch mit Metallen interagieren, die nach Wasserstoff stehen: Cu + 2h 2 SO 4 \u003d Cuso 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O.

Es sei angemerkt, dass die verdünnte solche Säure mit dem Metall entsprechend dem obigen klassischen Schema reagieren kann: Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 ^.