A estrutura dos átomos metálicos determina não apenas a característica propriedades físicas substâncias simples– metais, mas também suas propriedades químicas gerais.

Apesar da grande diversidade, todas as reações químicas dos metais são redox e podem ser de apenas dois tipos: combinação e substituição. Os metais são capazes de reações químicas doam elétrons, ou seja, são agentes redutores, apresentam apenas um estado de oxidação positivo nos compostos resultantes.

EM visão geral isso pode ser expresso pelo diagrama:
Eu 0 – ne → Eu +n,
onde Me é um metal - uma substância simples, e Me 0+n é um metal, um elemento químico em um composto.

Os metais são capazes de doar seus elétrons de valência para átomos não metálicos, íons de hidrogênio e íons de outros metais e, portanto, reagirão com não metais - substâncias simples, água, ácidos, sais. No entanto, a capacidade redutora dos metais varia. A composição dos produtos da reação dos metais com várias substâncias depende da capacidade oxidante das substâncias e das condições sob as quais a reação ocorre.

Em altas temperaturas, a maioria dos metais queima em oxigênio:

2Mg + O2 = 2MgO

Somente ouro, prata, platina e alguns outros metais não oxidam nessas condições.

Muitos metais reagem com halogênios sem aquecimento. Por exemplo, o pó de alumínio, quando misturado com bromo, inflama:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Quando os metais interagem com a água, em alguns casos, formam-se hidróxidos. Muito ativo quando condições normais Os metais alcalinos, assim como o cálcio, o estrôncio e o bário, interagem com a água. O esquema geral desta reação é assim:

Eu + HOH → Eu (OH) n + H 2

Outros metais reagem com a água quando aquecidos: magnésio quando ferve, ferro no vapor d'água quando ferve em vermelho. Nestes casos, são obtidos óxidos metálicos.

Se um metal reage com um ácido, ele faz parte do sal resultante. Quando um metal interage com soluções ácidas, pode ser oxidado por íons hidrogênio presentes na solução. A equação iônica abreviada pode ser escrita na forma geral da seguinte forma:

Eu + nH + → Eu n + + H 2

Os ânions dos ácidos contendo oxigênio, como o sulfúrico e o nítrico concentrados, têm propriedades oxidantes mais fortes do que os íons hidrogênio. Portanto, aqueles metais que não são capazes de ser oxidados por íons hidrogênio, por exemplo, cobre e prata, reagem com esses ácidos.

Quando os metais interagem com os sais, ocorre uma reação de substituição: os elétrons dos átomos do metal substituto – mais ativo – passam para os íons do metal substituído – menos ativo. Então a rede substitui o metal pelo metal nos sais. Essas reações não são reversíveis: se o metal A deslocar o metal B da solução salina, então o metal B não deslocará o metal A da solução salina.

Em ordem decrescente de atividade química, manifestada nas reações de deslocamento de metais uns dos outros a partir de soluções aquosas de seus sais, os metais estão localizados na série eletroquímica de tensões (atividades) dos metais:

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

Os metais localizados à esquerda nesta linha são mais ativos e são capazes de deslocar os seguintes metais das soluções salinas.

O hidrogênio está incluído na série de tensões eletroquímicas dos metais como o único não metal que compartilha com os metais propriedade geral- formar íons carregados positivamente. Portanto, o hidrogênio substitui alguns metais em seus sais e pode ser substituído por muitos metais em ácidos, por exemplo:

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

Os metais que vêm antes do hidrogênio na série de tensões eletroquímicas o deslocam de soluções de muitos ácidos (clorídrico, sulfúrico, etc.), mas todos os que o seguem, por exemplo, o cobre, não o deslocam.

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Os átomos de metal abandonam com relativa facilidade elétrons de valência e tornam-se íons carregados positivamente. Portanto, os metais são agentes redutores. Os metais reagem com substâncias simples: Ca + C12 - CaC12 Os metais ativos reagem com a água: 2Na + 2H20 = 2NaOH + H2f. Metais situados na série de potenciais de eletrodo padrão até o hidrogênio interagem com soluções diluídas de ácidos (exceto HN03) com liberação de hidrogênio: Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2f. Os metais reagem com soluções aquosas de sais de metais menos ativos: Ni + CuS04 = NiS04 + Cu J. Os metais reagem com ácidos oxidantes: C. Métodos de produção de metais A metalurgia moderna produz mais de 75 metais e inúmeras ligas baseadas neles. Dependendo dos métodos de obtenção de metais, distinguem-se a pirohidro e a eletrometalurgia. GG) A pirometalurgia abrange métodos de obtenção de metais a partir de minérios por meio de reações de redução realizadas em altas temperaturas. Carvão, metais ativos, monóxido de carbono (II), hidrogênio e metano são usados ​​como agentes redutores. Cu20 + C - 2Cu + CO, t° Cu20 + CO - 2Cu + C02, t° Cr203 + 2A1 - 2Cg + A1203, (aluminotermia) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (magnésiotermia) t° W03 + 3H2 = S+3H20. (hidrogenotermia) |C Hidrometalurgia é a produção de metais a partir de soluções de seus sais. Por exemplo, quando o minério de cobre contendo óxido de cobre (I) é tratado com ácido sulfúrico diluído, o cobre entra em solução na forma de sulfato: CuO + H2S04 = CuS04 + H20. O cobre é então removido da solução por eletrólise ou por deslocamento usando pó de ferro: CuS04 + Fe = FeS04 + Cu. [h] Eletrometalurgia é um método para produzir metais a partir de seus óxidos ou sais fundidos usando eletrólise: eletrólise 2NaCl - 2Na + Cl2. Perguntas e tarefas para solução independente 1. Indique a posição dos metais na tabela periódica de D.I. 2. Mostrar as propriedades físicas e químicas dos metais. 3. Explique a razão das propriedades comuns dos metais. 4. Mostre a mudança na atividade química dos metais dos principais subgrupos dos grupos I e II da tabela periódica. 5. Como mudam as propriedades metálicas dos elementos dos períodos II e III? Cite os metais mais refratários e mais fusíveis. 7. Indique quais metais são encontrados na natureza em estado nativo e quais são encontrados apenas na forma de compostos. Como isso pode ser explicado? 8. Qual é a natureza das ligas? Como a composição de uma liga afeta suas propriedades? Mostre com exemplos específicos. Indique os métodos mais importantes de obtenção de metais a partir de minérios. 10l Cite os tipos de pirometalurgia. Quais agentes redutores são usados ​​em cada método específico? Por que? 11. Cite os metais obtidos por hidrometalurgia. Qual é a essência e quais são as vantagens este método na frente dos outros? 12. Dê exemplos de produção de metais por meio da eletrometalurgia. Em que caso este método é usado? 13. O que são métodos modernos obtenção de metais de alta pureza? 14. O que é “potencial de eletrodo”? Qual metal tem o maior e qual tem o menor potenciais de eletrodo em solução aquosa? 15. Descreva vários potenciais de eletrodo padrão? 16. É possível deslocar ferro metálico de solução aquosa seu sulfato usando metal zinco, níquel, sódio? Por que? 17. Qual é o princípio de funcionamento das células galvânicas? Que metais podem ser usados ​​neles? 18. Quais processos são classificados como corrosão? Que tipos de corrosão você conhece? 19. O que é chamado de corrosão eletroquímica? Que métodos de proteção contra isso você conhece? 20. Como o seu contato com outros metais afeta a corrosão do ferro? Qual metal será destruído primeiro em uma superfície danificada de ferro estanhado, galvanizado e niquelado? 21. Qual processo é chamado de eletrólise? Escreva as reações que refletem os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise de cloreto de sódio fundido, soluções aquosas de cloreto de sódio, sulfato de cobre, sulfato de sódio, ácido sulfúrico. 22. Qual o papel do material do eletrodo durante os processos de eletrólise? Dê exemplos de processos de eletrólise que ocorrem com eletrodos solúveis e insolúveis. 23. A liga usada para preparar moedas de cobre contém 95% de cobre. Determine o segundo metal incluído na liga se, no processamento de uma moeda de um copeque, houver excesso de ácido clorídrico Foram libertados 62,2 ml de hidrogénio (n.u.). alumínio. 24. Uma amostra de carboneto metálico pesando 6 g foi queimada em oxigênio. Neste caso, formaram-se 2,24 litros de monóxido de carbono (IV) (nº). Determine qual metal foi incluído no carboneto. 25. Mostre quais produtos serão liberados durante a eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de níquel se o processo prosseguir: a) com carvão; b) com eletrodos de níquel? 26. Durante a eletrólise de uma solução aquosa sulfato de cobre 2,8 litros de gás (n.o.) foram liberados no ânodo. Que gás é esse? O que e em que quantidade foi liberado no cátodo? 27. Desenhe um diagrama da eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de potássio fluindo sobre os eletrodos. Qual é a quantidade de eletricidade passada se 280 ml de gás (n.o.) forem liberados no ânodo? O que e em que quantidade foi liberado no cátodo?

Sabe-se que todas as substâncias simples podem ser divididas em substâncias simples - metais e substâncias simples - não metais.

METAIS, conforme definidos por M.V. Lomonosov, são “corpos leves que podem ser forjados”. Geralmente são materiais maleáveis, brilhantes e com alta condutividade térmica e elétrica. Essas propriedades físicas e muitas propriedades químicas dos metais estão relacionadas à capacidade de seus átomos de DESISTIR de elétrons.

OS NÃO METAIS, ao contrário, são capazes de ADICIONAR elétrons em processos químicos. A maioria dos não-metais exibe propriedades opostas aos metais: eles não brilham, não conduzem eletricidade, não forje. Ser oposto De acordo com suas propriedades, metais e não metais reagem facilmente entre si.

Esta parte do Autodidata é dedicada a uma breve visão geral das propriedades de metais e não metais. Ao descrever as propriedades dos elementos, é aconselhável seguir o seguinte esquema lógico:

1. Primeiro, descreva a estrutura do átomo (indique a distribuição dos elétrons de valência), tire uma conclusão sobre se este elemento pertence a metais ou não metais, determine seus estados de valência (estados de oxidação) - ver lição 3;

2. Em seguida, descreva as propriedades de uma substância simples compondo equações de reação

• com oxigênio;
• com hidrogênio;
• com metais (para não metais) ou com não metais (para metais);
• com água;
• com ácidos ou álcalis (quando possível);
• com soluções salinas;

3. Então você precisa descrever as propriedades dos compostos mais importantes (compostos de hidrogênio, óxidos, hidróxidos, sais). Neste caso, deve-se primeiro determinar a natureza (ácida ou básica) de um determinado composto e, a seguir, lembrando-se das propriedades dos compostos desta classe, traçar as equações de reação necessárias;

4. E por fim, é necessário descrever as reações qualitativas aos cátions (ânions) contendo este elemento, métodos para obtenção de uma substância simples e os compostos mais importantes deste elemento químico, indicar uso pratico as substâncias estudadas deste elemento.

Então, se você determinar que um óxido é ácido, ele reagirá com água, óxidos básicos, bases (ver lição 2.1) e corresponderá a um hidróxido ácido (ácido). Ao descrever as propriedades deste ácido, também é útil consultar a seção correspondente: lição 2.2.

Os metais são substâncias simples cujos átomos só podem doar elétrons. Esta característica dos metais se deve ao fato de que no nível externo desses átomos alguns elétrons (na maioria das vezes de 1 a 3) ou elétrons externos estão localizados longe do núcleo. Quanto menos elétrons no nível externo do átomo e quanto mais longe eles estiverem do núcleo, mais ativo será o metal (mais pronunciadas serão suas propriedades metálicas).

Tarefa 8.1. Qual metal é mais ativo:

Nomeie os elementos químicos A, B, C, D.

Metais e não metais em Tabela periódica elementos químicos Mendeleev (PSM) é dividido por uma linha traçada do boro ao astato. Acima desta linha em subgrupos principais são não metais(ver lição 3). Os restantes elementos químicos são metais.

Tarefa 8.2. Quais dos seguintes elementos são metais: silício, chumbo, antimônio, arsênico, selênio, cromo, polônio?

Pergunta. Como podemos explicar o fato de o silício ser um não metal e o chumbo ser um metal, embora tenham o mesmo número de elétrons externos?

Uma característica essencial dos átomos metálicos é o seu grande raio e a presença de elétrons de valência fracamente ligados ao núcleo. Para tais átomos, a energia de ionização* é pequena.

* ENERGIA DE IONIZAÇÃO igual ao trabalho gasto na remoção de um elétron externo de um átomo (por ionizacaoátomo) em seu estado de energia fundamental.

Alguns dos elétrons de valência dos metais, separando-se dos átomos, tornam-se “livres”. Os elétrons “livres” movem-se facilmente entre os átomos e os íons metálicos no cristal, formando um “gás de elétrons” (Fig. 28).

No momento subsequente, qualquer um dos elétrons “livres” pode ser atraído por qualquer cátion, e qualquer átomo de metal pode ceder um elétron e se transformar em um íon (esses processos são mostrados na Fig. 28 por linhas pontilhadas).

Assim, a estrutura interna do metal é semelhante a bolo em camadas, onde “camadas” carregadas positivamente de átomos metálicos e íons se alternam com “camadas” eletrônicas e são atraídas por elas. O melhor modelo estrutura interna o metal é uma pilha de placas de vidro umedecidas em água: é muito difícil separar uma placa da outra (metais fortes), mas é muito fácil mover uma placa em relação a outra (metais dúcteis) (Fig. 29).

Tarefa 8.3. Faça esse “modelo” do metal e verifique essas propriedades.

Uma ligação química realizada por elétrons “livres” é chamada ligação metálica.

Elétrons “livres” também fornecem tais físico propriedades dos metais, como condutividade elétrica e térmica, ductilidade (maleabilidade) e brilho metálico.

Tarefa 8.4. Encontre casas objetos metálicos.

Ao completar esta tarefa, você poderá encontrar facilmente utensílios de metal na cozinha: panelas, frigideiras, garfos, colheres. Máquinas-ferramentas, aviões, carros, locomotivas a diesel e ferramentas são feitos de metais e suas ligas. A civilização moderna é impossível sem metais, uma vez que Fios elétricos também feito de metais - Cu e Al. Somente metais são adequados para fazer antenas para receptores de rádio e televisão; metais também são usados ​​para fazer antenas para receptores de rádio e televisão; melhores espelhos. Neste caso, muitas vezes não se utilizam metais puros, mas sim suas misturas (soluções sólidas) - LIGAS.

Ligas

Os metais formam facilmente ligas - materiais que possuem propriedades metálicas e consistem em dois ou mais elementos químicos (substâncias simples), dos quais pelo menos um é um metal. Muitas ligas metálicas têm um único metal como base com pequenas adições de outros componentes. Em princípio, é difícil traçar uma fronteira clara entre metais e ligas, uma vez que mesmo os metais mais puros contêm “vestígios” de impurezas de outros elementos químicos.

Todos os itens listados acima – máquinas, aviões, carros, frigideiras, garfos, colheres, joias – são feitos de ligas. Os metais impuros (componentes de liga) muitas vezes alteram as propriedades do metal base para melhor, do ponto de vista humano. Por exemplo, tanto o ferro quanto o alumínio são metais bastante macios. Mas quando combinados entre si ou com outros componentes, eles se transformam em aço, duralumínio e outros materiais estruturais duráveis. Vejamos as propriedades das ligas mais comuns.

Aço- estas são ligas ferro com carbono, contendo este último até 2%. Os aços-liga também contêm outros elementos químicos - cromo, vanádio, níquel. Existem muito mais aços produzidos do que quaisquer outros metais e ligas, e é difícil listar todos os seus usos possíveis. O aço com baixo teor de carbono (menos de 0,25% de carbono) é consumido em grandes quantidades como material estrutural, enquanto o aço com maior teor de carbono (mais de 0,55%) é utilizado para fabricação. ferramentas de corte: lâminas de barbear, brocas, etc.

O ferro forma a base ferro fundido. O ferro fundido é uma liga de ferro com 2–4% de carbono. Um componente importante o ferro fundido também é silício. Uma grande variedade de produtos muito úteis pode ser fundida em ferro fundido, como tampas de bueiros, acessórios para tubulações, blocos de cilindros de motores, etc.

Bronze- Liga cobre, geralmente com lata como principal componente de liga, bem como com alumínio, silício, berílio, chumbo e outros elementos, com exceção do zinco. Os bronzes de estanho eram conhecidos e amplamente utilizados na antiguidade. A maioria dos bronzes antigos contém 75-90% de cobre e 25-10% de estanho, o que os torna semelhantes ao ouro, mas são mais refratários. Esta é uma liga muito durável. A partir dele foram feitas armas até que aprenderam a produzir ligas de ferro. Uma época inteira na história da humanidade está associada ao uso do bronze: a Idade do Bronze.

Latão- estas são ligas cobre com Zn, Al, Mg. São ligas não ferrosas com baixo ponto de fusão e fáceis de processar: cortar, soldar e soldar.

Cuproníquel- é uma liga cobre com níquel, às vezes com adição de ferro e manganês. Em termos de características externas, o cuproníquel é semelhante à prata, mas possui maior resistência mecânica. A liga é amplamente utilizada na fabricação de talheres e joias baratas. A maioria das moedas de prata modernas são feitas de cuproníquel (geralmente 75% de cobre e 25% de níquel com pequenas adições de manganês).

Duralumínio, ou duralumínio é uma liga à base alumínio com adição de elementos de liga - cobre, manganês, magnésio e ferro. Caracteriza-se pela resistência do aço e resistência a possíveis sobrecargas. É o principal material estrutural da aviação e da astronáutica.

Propriedades químicas dos metais

Os metais cedem elétrons facilmente, ou seja, são restauradores. Portanto, reagem facilmente com agentes oxidantes.

Questões

1. Quais átomos são agentes oxidantes?
2. Quais são os nomes das substâncias simples constituídas por átomos capazes de aceitar elétrons?

Assim, os metais reagem com os não metais. Nessas reações, os não metais, aceitando elétrons, adquirem geralmente Grau INFERIOR oxidação.

Vejamos um exemplo. Deixe o alumínio reagir com o enxofre:

Pergunta. Qual desses elementos químicos é capaz de apenas dê elétrons? Quantos elétrons?

Alumínio - metal, que possui 3 elétrons em seu nível externo (grupo III!), então doa 3 elétrons:

À medida que o átomo de alumínio cede elétrons, o átomo de enxofre os aceita.

Pergunta. Quantos elétrons um átomo de enxofre pode aceitar antes de completar o nível externo? Por que?

O átomo de enxofre tem um nível externo 6 elétrons (grupo VI!), portanto, este átomo recebe 2 elétrons:

Assim, o composto resultante tem a composição:

Como resultado, obtemos a equação da reação:

Tarefa 8.5. Usando raciocínio semelhante, componha equações de reação:

• cálcio + cloro (Cl 2);
• magnésio + nitrogênio (N 2).

Ao compor equações de reação, lembre-se de que um átomo de metal cede todos os seus elétrons externos, e um átomo não metálico aceita tantos elétrons quanto faltam, até oito.

Os nomes dos compostos obtidos nessas reações sempre contêm o sufixo EU IA:

A raiz do nome vem do nome latino para um não-metal (ver lição 2.4).

Metais reagem com soluções ácidas(ver lição 2.2). Ao traçar equações para tais reações e ao determinar a possibilidade de tal reação, deve-se usar uma série de tensões (séries de atividades) de metais:

Metais nesta linha para hidrogênio, são capazes de deslocar o hidrogênio de soluções ácidas:

Tarefa 8.6. Faça equações possível reações:

• magnésio + ácido sulfúrico;
• níquel + ácido clorídrico;
• mercúrio + ácido clorídrico.

Todos esses metais nos compostos resultantes são divalentes.

A reação de um metal com um ácido é possível se resultar em solúvel sal. Por exemplo, o magnésio praticamente não reage com o ácido fosfórico, pois sua superfície é rapidamente coberta por uma camada de fosfato insolúvel:

Metais depois do hidrogênio pode reage com alguns ácidos, mas hidrogênio nessas reações não se destaca:

Tarefa 8.7. Qual dos metais - Ba, Mg, Fe, Pb, Cu- pode reagir com uma solução de ácido sulfúrico? Por que? Faça equações possível reações.

Metais reagem com água, se forem mais ativos que o ferro (o ferro também pode reagir com a água). Ao mesmo tempo, metais muito ativos ( Li-Al) reage com a água em condições normais ou com leve aquecimento de acordo com o esquema:

Onde X- valência metálica.

Tarefa 8.8. Escreva equações de reação de acordo com este esquema para K, Na, Ca. Que outros metais podem reagir desta forma com a água?

Surge a pergunta: por que o alumínio praticamente não reage com a água? Na verdade, fervemos água em panelas de alumínio, - e nada! O fato é que a superfície do alumínio é protegida por uma película de óxido (relativamente Al 2 O 3). Se for destruído, começará uma reação do alumínio com a água, bastante ativa. É útil saber que este filme é destruído pelos íons cloro Cl –. E como os íons de alumínio não são seguros para a saúde, você deve seguir a regra: Alimentos muito salgados não devem ser armazenados em recipientes de alumínio!

Pergunta. Pode ser armazenado em recipientes de alumínio? azedo sopa de repolho, compota?

Metais menos ativos, que estão na série de tensões após o alumínio, reagem com a água em estado altamente triturado e com forte aquecimento (acima de 100 °C) de acordo com o seguinte esquema:

Metais menos ativos que o ferro não reagem com a água!

Metais reagem com soluções salinas. Neste caso, metais mais ativos deslocam o metal menos ativo da solução do seu sal:

Tarefa 8.9. Quais das seguintes reações são possíveis e por quê:

1. prata + nitrato de cobre II;
2. níquel + nitrato de chumbo II;
3. cobre + nitrato de mercúrio II;
4. zinco + nitrato de níquel II.

Faça equações possível reações. Para os impossíveis, explique por que são impossíveis.

Deve-se notar (!) que metais muito reativos, que em condições normais reagir com água, não desloque outros metais das soluções de seus sais, pois eles reagem com a água e não com o sal:

E então o álcali resultante reage com o sal:

Portanto, a reação entre sulfato ferroso e sódio NÃO acompanhado deslocamento de um metal menos ativo:

Corrosão metálica

Corrosão- um processo espontâneo de oxidação metálica sob a influência de fatores ambientais.

Os metais praticamente não são encontrados na natureza na forma livre. As únicas exceções são os metais “nobres”, os mais inativos, como o ouro e a platina. Todos os outros são ativamente oxidados sob a influência de oxigênio, água, ácidos, etc. Por exemplo, a ferrugem se forma em qualquer produto de ferro desprotegido precisamente na presença de oxigênio ou água. Neste caso, o ferro é oxidado:

e os componentes da umidade atmosférica são restaurados:

Como resultado, hidróxido de ferro (II), que, quando oxidado, vira ferrugem:

Outros metais também podem sofrer corrosão, embora não se forme ferrugem em sua superfície. Portanto, não existe metal alumínio na Terra - o metal mais comum do planeta. Mas a base de muitas rochas e solos é a alumina. Al2O3. O fato é que o alumínio oxida instantaneamente no ar. A corrosão do metal causa enormes danos, destruindo diversas estruturas metálicas.

Para reduzir as perdas por corrosão, as causas que a causam devem ser eliminadas. Em primeiro lugar, os objetos metálicos devem ser isolados da umidade. Pode ser feito jeitos diferentes, por exemplo, armazenar o produto em local seco, o que nem sempre é possível. Além disso, você pode pintar a superfície do objeto, lubrificá-lo com uma composição hidrorrepelente e criar um filme de óxido artificial. Neste último caso, o cromo é introduzido na liga, que “gentilmente” espalha sua própria película de óxido sobre a superfície de todo o metal. O aço torna-se inoxidável.

Os produtos de aço inoxidável são caros. Portanto, para proteção contra a corrosão, eles utilizam o fato de que o metal menos ativo não muda, ou seja, não participa do processo. Portanto, se você soldar o produto que está sendo armazenado mais ativo metal, até que desmorone, o produto não sofrerá corrosão. Este método de proteção é denominado piso proteção.

conclusões

Os metais são substâncias simples que são sempre agentes redutores. A atividade de redução do metal diminui na série de tensões do lítio ao ouro. Pela posição do metal na série de tensões, pode-se determinar como o metal reage com soluções ácidas, com água, com soluções salinas.

Os metais são agentes redutores ativos com estado de oxidação positivo. Devido às suas propriedades químicas, os metais são amplamente utilizados na indústria, metalurgia, medicina e construção.

Atividade metálica

Nas reações, os átomos metálicos liberam elétrons de valência e são oxidados. Quanto mais níveis de energia e menos elétrons um átomo de metal tiver, mais fácil será para ele ceder elétrons e sofrer reações. Portanto, as propriedades metálicas aumentam de cima para baixo e da direita para a esquerda na tabela periódica.

Arroz. 1. Mudança propriedades metálicas na tabela periódica.

A atividade de substâncias simples é mostrada nas séries de tensões eletroquímicas dos metais. À esquerda do hidrogênio estão os metais ativos (a atividade aumenta para a esquerda), à direita estão os metais inativos.

A maior atividade é exibida pelos metais alcalinos que estão no grupo I da tabela periódica e estão à esquerda do hidrogênio na série de tensões eletroquímicas. Eles reagem com muitas substâncias já à temperatura ambiente. Eles são seguidos pelos metais alcalino-terrosos, incluídos no grupo II. Eles reagem com a maioria das substâncias quando aquecidos. Metais na série eletroquímica do alumínio ao hidrogênio (atividade média) requerem condições adicionais para entrar em reações.

Arroz. 2. Séries eletroquímicas de tensões de metais.

Alguns metais exibem propriedades anfotéricas ou dualidade. Os metais, seus óxidos e hidróxidos reagem com ácidos e bases. A maioria dos metais reage apenas com certos ácidos, deslocando o hidrogênio e formando um sal. As propriedades duais mais pronunciadas são exibidas por:

• alumínio;
• liderar;
• zinco;
• ferro;
• cobre;
• berílio;
• cromo.

Cada metal é capaz de deslocar outro metal à direita dele na série eletroquímica dos sais. Os metais à esquerda do hidrogênio o substituem dos ácidos diluídos.

Propriedades

Características da interação de metais com substâncias diferentes são apresentados na tabela de propriedades químicas dos metais.

Reação	Peculiaridades	A equação
Com oxigênio	A maioria dos metais forma filmes de óxido. Os metais alcalinos inflamam-se espontaneamente na presença de oxigênio. Nesse caso, o sódio forma peróxido (Na 2 O 2), os demais metais do grupo I formam superóxidos (RO 2). Quando aquecidos, os metais alcalino-terrosos inflamam-se espontaneamente, enquanto os metais de atividade intermediária oxidam. Ouro e platina não interagem com oxigênio	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
Com hidrogênio	À temperatura ambiente, os compostos alcalinos reagem e, quando aquecidos, os compostos alcalino-terrosos reagem. O berílio não reage. O magnésio também requer pressão alta	Sr + H 2 → SrH 2 ; 2Na + H 2 → 2NaH; Mg + H 2 → MgH 2
	Apenas metais ativos. O lítio reage à temperatura ambiente. Outros metais - quando aquecidos	6Li + N 2 → 2Li 3 N; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2
Com carbono	Lítio e sódio, o resto - quando aquecido	4Al + 3C → Al3C4; 2Li+2C → Li 2 C 2
	Ouro e platina não interagem	2K + S → K 2 S; Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS
Com fósforo	Quando aquecido	3Ca + 2P → Ca 3 P 2
Com halogênios	Apenas metais pouco ativos não reagem, cobre - quando aquecido	Cu + Cl 2 → CuCl 2
	Alcalinos e alguns metais alcalino-terrosos. Quando aquecidos, em condições ácidas ou alcalinas, metais de média atividade reagem	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2; Pb + H 2 O → PbO + H 2
Com ácidos	Metais à esquerda do hidrogênio. O cobre se dissolve em ácidos concentrados	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
Com álcalis	Apenas metais anfotéricos	2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2
	Metais reativos substituem metais menos reativos	3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

Os metais interagem entre si e formam compostos intermetálicos - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Aplicativo

As propriedades químicas gerais dos metais são usadas para criar ligas, detergentes, são usados ​​em reações catalíticas. Os metais estão presentes em baterias, eletrônicos e estruturas de suporte.

As principais áreas de aplicação estão listadas na tabela.

Arroz. 3. Bismuto.

O que aprendemos?

Na aula de química do 9º ano aprendemos sobre as propriedades químicas básicas dos metais. A capacidade de interagir com pessoas simples e substâncias complexas determina a atividade dos metais. Quanto mais ativo o metal, mais facilmente ele reage em condições normais. Os metais ativos reagem com halogênios, não metais, água, ácidos e sais. Os metais anfotéricos reagem com os álcalis. Metais pouco ativos não reagem com água, halogênios e a maioria dos não metais. Revisamos brevemente as áreas de aplicação. Os metais são usados ​​na medicina, indústria, metalurgia e eletrônica.

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PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS

De acordo com suas propriedades químicas, os metais são divididos em:

1 )Ativo (metais alcalinos e alcalino-terrosos, Mg, Al, Zn, etc.)

2) Metaisatividade média (Fe, Cr, Mn, etc.);

3 )Baixo ativo (Cu, Ag)

4) Metais nobres – Au, Pt, Pd, etc.

Nas reações existem apenas agentes redutores. Os átomos de metal liberam facilmente elétrons da camada eletrônica externa (e alguns da camada externa), transformando-se em íons positivos. Possíveis estados de oxidação de Me Mais baixo 0,+1,+2,+3 Mais alto +4,+5,+6,+7,+8

1. INTERAÇÃO COM NÃO METAIS

1. COM HIDROGÊNIO

Os metais dos grupos IA e IIA reagem quando aquecidos, exceto o berílio. Hidretos de substâncias sólidas instáveis ​​​​são formados, outros metais não reagem.

2K + H₂ = 2KH (hidreto de potássio)

Ca + H₂ = CaH₂

2. COM OXIGÊNIO

Todos os metais reagem, exceto ouro e platina. A reação com a prata ocorre em altas temperaturas, mas o óxido de prata(II) praticamente não se forma, pois é termicamente instável. Os metais alcalinos em condições normais formam óxidos, peróxidos, superóxidos (lítio - óxido, sódio - peróxido, potássio, césio, rubídio - superóxido

4Li + O2 = 2Li2O (óxido)

2Na + O2 = Na2O2 (peróxido)

K+O2=KO2 (superóxido)

Os demais metais dos subgrupos principais em condições normais formam óxidos com estado de oxidação igual ao número do grupo 2Ca+O2=2CaO

2Ca+O2=2CaO

Metais de subgrupos secundários formam óxidos em condições normais e quando aquecidos, óxidos de vários graus de oxidação e ferro - escala de ferro Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4

4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (vermelho) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (preto);

2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

3. COM HALOGÊNIO

halogenetos (fluoretos, cloretos, brometos, iodetos). Substâncias alcalinas inflamam em condições normais com F, Cl, Br:

2Na + Cl2 = 2NaCl (cloreto)

Os alcalino-terrosos e o alumínio reagem em condições normais:

COMa+Cl2=COMaCl2

2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Metais de subgrupos secundários em temperaturas elevadas

Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂

2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 cloreto férrico (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(não há iodeto de cobre (+2)!)

4. INTERAÇÃO COM ENXOFRE

quando aquecido, mesmo com metais alcalinos, com mercúrio em condições normais. Todos os metais reagem, exceto ouro e platina

Comcinza – sulfetos: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfureto)

COMuma+S=COMcomo(sulfureto) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (preto)

Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

5. INTERAÇÃO COM FÓSFORO E NITROGÊNIO

ocorre quando aquecido (exceção: lítio com nitrogênio em condições normais):

com fósforo – fosfetos: 3Ca + 2 P=Ca3P2,

Com nitrogênio - nitretos 6Li + N2 = 3Li2N (nitreto de lítio) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (nitreto de magnésio) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³

6. INTERAÇÃO COM CARBONO E SILÍCIO

ocorre quando aquecido:

Os carbonetos são formados com carbono. Apenas os metais mais ativos reagem com o carbono. Dos metais alcalinos, os carbonetos formam lítio e sódio, rubídio, césio não interagem com o carbono:

2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2

Metais - elementos d formam compostos de composição não estequiométrica com carbono, como soluções sólidas: WC, ZnC, TiC - são utilizados para produzir aços superduros.

com silício – silicietos: 4Cs + Si = Cs4Si,

7. INTERAÇÃO DE METAIS COM ÁGUA:

Os metais que vêm antes do hidrogênio na série de tensões eletroquímicas reagem com a água. Os metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem com a água sem aquecimento, formando hidróxidos solúveis (álcalis) e hidrogênio, alumínio (após destruição da película de óxido - amalgia), magnésio quando aquecidos, formando bases insolúveis e hidrogênio.

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
COMa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Outros metais reagem com a água apenas em estado quente, formando óxidos (ferro - incrustações de ferro)

Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

8 COM OXIGÊNIO E ÁGUA

No ar, o ferro e o cromo são facilmente oxidados na presença de umidade (ferrugem)

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3

9. INTERAÇÃO DE METAIS COM ÓXIDOS

Metais (Al, Mg, Ca) são reduzidos em Temperatura alta não metais ou metais menos ativos de seus óxidos → não metais ou metais e óxidos de baixa atividade (termia de cálcio, termia de magnésio, aluminotermia)

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (termite) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CO2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO

10. COM ÓXIDOS

Os metais ferro e cromo reagem com os óxidos, reduzindo o estado de oxidação

Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O

11. INTERAÇÃO DE METAIS COM ÁLCAS

Somente aqueles metais cujos óxidos e hidróxidos possuem propriedades anfotéricas interagem com álcalis (Zn, Al, Cr(III), Fe(III), etc. DERRETER → sal metálico + hidrogênio.

2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (zincato de sódio)

2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
SOLUÇÃO → sal metálico complexo + hidrogênio.

2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (tetra-hidroxizincato de sódio) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2

12. INTERAÇÃO COM ÁCIDOS (EXCETO HNO3 e H2SO4 (conc.)

Os metais que estão à esquerda do hidrogênio na série de tensões eletroquímicas dos metais o deslocam dos ácidos diluídos → sal e hidrogênio

Lembrar! O ácido nítrico nunca libera hidrogênio ao interagir com metais.

Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl₃ + H2

13. REAÇÕES COM SAL

Os metais ativos deslocam os metais menos ativos dos sais. Recuperação de soluções:

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

FeSO4 + Cu =REAÇÕESNÃO

Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 +COMvocê

Recuperação de metais de sais fundidos

3Na+AlCl₃ = 3NaCl + Al

TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti

Os metais do grupo B reagem com os sais, diminuindo o estado de oxidação

2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2