Équations de réaction pour le rapport des métaux :

• a) aux substances simples : oxygène, hydrogène, halogènes, soufre, azote, carbone ;
• b) aux substances complexes : eau, acides, alcalis, sels.

1. Les métaux comprennent les éléments s des groupes I et II, tous les éléments s, les éléments p du groupe III (à l'exception du bore), ainsi que l'étain et le plomb (groupe IV), le bismuth (groupe V) et le polonium (groupe VI). La plupart des métaux ont 1 à 3 électrons dans leur niveau d'énergie externe. Pour les atomes d'éléments d à l'intérieur des périodes, de gauche à droite, les sous-niveaux d de la couche pré-externe sont remplis.
2. Les propriétés chimiques des métaux sont dues à la structure caractéristique de leurs couches électroniques externes.

Au cours d'une période, avec une augmentation de la charge du noyau, les rayons des atomes avec le même nombre de couches d'électrons diminuent. Les atomes de métaux alcalins ont les plus grands rayons. Plus le rayon atomique est petit, plus l'énergie d'ionisation est grande et plus le rayon atomique est grand, plus l'énergie d'ionisation est faible. Étant donné que les atomes métalliques ont les plus grands rayons atomiques, ils se caractérisent principalement par de faibles valeurs d'énergie d'ionisation et d'affinité électronique. Les métaux libres présentent exclusivement des propriétés réductrices.

3) Les métaux forment des oxydes, par exemple :

Seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec l'hydrogène, formant des hydrures :

Les métaux réagissent avec les halogènes pour former des halogénures, avec du soufre - des sulfures, avec de l'azote - des nitrures, avec du carbone - des carbures.

Avec une augmentation de la valeur algébrique du potentiel d'électrode standard du métal E 0 dans une série de tensions, la capacité du métal à réagir avec l'eau diminue. Ainsi, le fer ne réagit avec l'eau qu'à très haute température :

Les métaux avec une valeur positive du potentiel d'électrode standard, c'est-à-dire ceux qui se trouvent après l'hydrogène dans une série de tensions, ne réagissent pas avec l'eau.

Réactions typiques des métaux avec les acides. Les métaux avec une valeur négative de E 0 déplacent l'hydrogène des solutions de Hcl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, etc.

Un métal avec une valeur E 0 inférieure déplace un métal avec une valeur E 0 plus élevée des solutions salines :

Les composés de calcium les plus importants obtenus dans l'industrie, leurs propriétés chimiques et leurs méthodes de préparation.

L'oxyde de calcium CaO est appelé chaux vive. Il est obtenu par grillage de calcaire CaCO 3 --> CaO + CO, à une température de 2000°C. L'oxyde de calcium a les propriétés d'un oxyde basique :

a) réagit avec l'eau en dégageant une grande quantité de chaleur :

CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2 (chaux éteinte).

b) réagit avec les acides pour former du sel et de l'eau :

CaO + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

c) réagit avec les oxydes d'acide pour former un sel :

CaO + C0 2 \u003d CaC0 3

L'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2 est utilisé sous forme de chaux éteinte, de lait de chaux et d'eau de chaux.

Le lait de chaux est une suspension formée en mélangeant un excès de chaux éteinte avec de l'eau.

L'eau de chaux est une solution claire obtenue par filtration du lait de chaux. Utilisé en laboratoire pour détecter le monoxyde de carbone (IV).

Ca(OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O

Avec une transmission prolongée de monoxyde de carbone (IV), la solution devient transparente, car il se forme un sel acide soluble dans l'eau :

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

Si la solution transparente de bicarbonate de calcium résultante est chauffée, la turbidité se produit à nouveau, car CaCO 3 précipite :

Université industrielle d'État de Moscou

Faculté de Mathématiques Appliquées et de Physique Technique

Département de Chimie

Travail de laboratoire

Propriétés chimiques des métaux

Moscou 2012

Objectif. Explorer les propriétés s-, p-, ré- les éléments métalliques (Mg, Al, Fe, Zn) et leurs composés.

1. Partie théorique

Tous les métaux sont des agents réducteurs en termes de propriétés chimiques ; ils cèdent des électrons lors d'une réaction chimique. Les atomes métalliques donnent des électrons de valence relativement facilement et deviennent des ions chargés positivement.

1.1. Interaction des métaux avec des substances simples

Lorsque les métaux interagissent avec des substances simples, les non-métaux agissent généralement comme des agents oxydants. Les métaux réagissent avec les non-métaux pour former des composés binaires.

1. Lorsque vous interagissez avec oxygène les métaux forment des oxydes :

2Mg + O2 2MgO,

2Cu + O2 2CuO.

2. Les métaux réagissent avec halogènes(F 2, Cl 2, Br 2, I 2) avec formation de sels d'acides halohydriques :

2Na + Br 2 \u003d 2NaBr,

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2,

2Fe + 3Cl 2 2FeCl3.

3. Lorsque les métaux interagissent avec grise des sulfures se forment (sels de l'acide sulfhydrique H 2 S) :

4.C hydrogène les métaux actifs interagissent avec la formation d'hydrures métalliques, qui sont des substances semblables à des sels :

2Na + H2 2NaH,

Ca+H2 CaH2.

Dans les hydrures métalliques, l'hydrogène a un état d'oxydation (-1).

Les métaux peuvent également interagir avec d'autres non-métaux : l'azote, le phosphore, le silicium, le carbone pour former respectivement des nitrures, des phosphures, des siliciures et des carbures. Par example:

3Mg + N2 Mg3N2,

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

2Mg + Si Mg2Si,

4Al + 3C A14C3.

5. Les métaux peuvent également interagir les uns avec les autres pour former composés intermétalliques:

2Mg + Cu \u003d Mg 2 Cu,

2Na + Sb = Na 2 Sb.

Composés intermétalliques(ou alors intermétalliques) sont les composés formés entre les éléments, qui appartiennent généralement aux métaux.

1.2. Interaction des métaux avec l'eau

L'interaction des métaux avec l'eau est un processus redox dans lequel le métal est un agent réducteur et l'eau agit comme un agent oxydant. La réaction se déroule selon le schéma :

Moi + n H 2 O \u003d Me (OH) n + n/2H2.

Dans des conditions normales, les métaux alcalins et alcalino-terreux interagissent avec l'eau pour former des bases solubles et de l'hydrogène :

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2,

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

Le magnésium réagit avec l'eau lorsqu'il est chauffé :

Mg + 2H 2 O Mg(OH)2 + H2.

Le fer et certains autres métaux actifs interagissent avec la vapeur d'eau chaude :

3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2.

Les métaux avec des potentiels d'électrode positifs n'interagissent pas avec l'eau.

Ne pas interagir avec l'eau 4 ré-éléments (sauf Cd), 5 ré-éléments et Cu (3 ré-élément).

1.3. L'interaction des métaux avec les acides

Selon la nature de l'action sur les métaux, les acides les plus courants peuvent être divisés en deux groupes.

1. Acides non oxydants : chlorhydrique (chlorhydrique, HCl), bromhydrique (HBr), iodhydrique (HI), fluorhydrique (HF), acétique (CH 3 COOH), sulfurique dilué (H 2 SO 4 (dil.)), dilué orthophosphorique (H 3 PO 4 (diff.)).

2. Acides oxydants : nitrique (HNO 3) à toute concentration, sulfurique concentré (H 2 SO 4 (conc.)), sélénique concentré (H 2 SeO 4 (conc.)).

Interaction des métaux avec des acides non oxydants. L'oxydation des métaux par les ions hydrogène H + dans les solutions d'acides non oxydants se produit plus vigoureusement que dans l'eau.

Tous les métaux qui ont une valeur négative du potentiel d'électrode standard, c'est-à-dire qui sont dans la série électrochimique des tensions jusqu'à l'hydrogène, déplacent l'hydrogène des acides non oxydants. La réaction se déroule selon le schéma :

Moi+ n H+=Moi n + + n/2H2.

Par example:

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2,

Mg + 2CH 3 COOH \u003d Mg (CH 3 COO) 2 + H 2,

2Ti + 6HCl \u003d 2TiCl 3 + 3H 2.

Les métaux à état d'oxydation variable (Fe, Co, Ni, etc.) forment des ions dans leur état d'oxydation le plus bas (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+ et autres) :

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2.

Lorsque certains métaux interagissent avec des acides non oxydants : HCl, HF, H 2 SO 4 (diff.), HCN, des produits insolubles se forment qui protègent le métal d'une oxydation ultérieure. Ainsi, la surface du plomb dans HCl (diff) et H 2 SO 4 (diff) est passivée par des sels peu solubles PbCl 2 et PbSO 4, respectivement.

Interaction des métaux avec les acides oxydants. L'acide sulfurique dans une solution diluée est un agent oxydant faible, mais dans une solution concentrée, il est très fort. Le pouvoir oxydant de l'acide sulfurique concentré H 2 SO 4 (conc.) est déterminé par l'anion SO 4 2  dont le potentiel oxydant est bien supérieur à celui de l'ion H +. L'acide sulfurique concentré est un agent oxydant fort en raison des atomes de soufre à l'état d'oxydation (+6). De plus, une solution concentrée de H 2 SO 4 contient peu d'ions H + car elle est faiblement ionisée dans une solution concentrée. Par conséquent, lorsque les métaux interagissent avec H 2 SO 4 (conc.), l'hydrogène n'est pas libéré.

Réagissant avec les métaux en tant qu'agent oxydant, H 2 SO 4 (conc.) Passe le plus souvent dans l'oxyde de soufre (IV) (SO 2), et lors de l'interaction avec des agents réducteurs puissants - dans S ou H 2 S:

Me + H 2 SO 4 (conc)  Me 2 (SO 4) n + H 2 O + SO 2 (S, H 2 S).

Pour faciliter la mémorisation, considérez la série électrochimique de tensions, qui ressemble à ceci :

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

En tableau. 1. montre les produits de la réduction de l'acide sulfurique concentré lors de l'interaction avec des métaux d'activité variée.

Tableau 1.

Produits de l'interaction des métaux avec des concentrés

acide sulfurique

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

4Mg + 5H 2 SO 4 (conc) = 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Pour les métaux d'activité moyenne (Mn, Cr, Zn, Fe), le rapport des produits de réduction dépend de la concentration en acide.

La tendance générale est : plus la concentration est élevée H2SO4, plus la récupération est profonde.

Cela signifie que formellement chaque atome de soufre des molécules H 2 SO 4 peuvent prendre non seulement deux électrons du métal (et aller à ), mais aussi six électrons (et aller à) et même huit (et aller à ):

Zn + 2H 2 SO 4 (conc) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 (conc) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 (conc) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Le plomb avec de l'acide sulfurique concentré interagit avec la formation d'hydrosulfate de plomb (II) soluble, d'oxyde de soufre (IV) et d'eau :

Pb + 3H 2 SO 4 \u003d Pb (HSO 4) 2 + SO 2 + 2H 2 O.

Le H 2 SO 4 (conc) à froid passive certains métaux (par exemple, le fer, le chrome, l'aluminium), ce qui permet de transporter l'acide dans des conteneurs en acier. Avec un fort chauffage, l'acide sulfurique concentré interagit avec ces métaux :

2Fe + 6H 2 SO 4 (concentré) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Interaction des métaux avec l'acide nitrique. Le pouvoir oxydant de l'acide nitrique est déterminé par l'anion NO 3 - dont le potentiel oxydant est bien supérieur à celui des ions H + . Par conséquent, lorsque les métaux interagissent avec HNO 3, l'hydrogène n'est pas libéré. L'ion nitrate NO 3 , qui a dans sa composition de l'azote à l'état d'oxydation (+ 5), selon les conditions (concentration en acide, nature du réducteur, température), peut accepter de un à huit électrons. La réduction de l'anion NO 3  peut procéder à la formation de diverses substances selon les schémas suivants :

NON 3  + 2H + + e \u003d NON 2 + H 2 O,

NON 3  + 4H + + 3e \u003d NON + 2H 2 O,

2NO 3  + 10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O,

2NO 3  + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O,

NON 3  + 10H + + 8e = NH 4 + + 3H 2 O.

L'acide nitrique a un pouvoir oxydant à n'importe quelle concentration. Toutes choses égales par ailleurs, les tendances suivantes apparaissent : plus le métal qui réagit avec l'acide est actif et plus la concentration de la solution d'acide nitrique est faible,plus il récupère profondément.

Ceci peut être expliqué par le schéma suivant :

, ,
,
,

Concentration d'acide

activité métallurgique

L'oxydation des substances par l'acide nitrique s'accompagne de la formation d'un mélange de ses produits de réduction (NO 2, NO, N 2 O, N 2, NH 4 +), dont la composition est déterminée par la nature de l'agent réducteur , température et concentration d'acide. Les oxydes NO 2 et NO prédominent parmi les produits. De plus, lors de l'interaction avec une solution concentrée de HNO 3, NO 2 est plus souvent libéré, et avec une solution diluée - NO.

Les équations des réactions redox impliquant HNO 3 sont compilées conditionnellement, avec l'inclusion d'un seul produit de réduction, qui se forme en plus grande quantité :

Me + HNO 3  Me (NO 3) n + H 2 O + NO 2 (NO, N 2 O, N 2, NH 4 +).

Par exemple, dans un mélange gazeux formé par l'action du zinc sur un métal suffisamment actif (
= - 0,76 B) acide nitrique concentré (68%), NO 2 prédomine, 40% - NO ; 20% - N2O; 6% - N2. L'acide nitrique très dilué (0,5 %) est réduit en ions ammonium :

Zn + 4HNO 3 (conc.) \u003d Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 8HNO 3 (40 %) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (20 %) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (0,5 %) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Avec du cuivre métallique inactif (
= + 0,34B) les réactions se déroulent selon les schémas suivants :

Cu + 4HNO 3 (conc) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Cu + 8HNO 3 (razb) \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Presque tous les métaux sont dissous dans HNO 3 concentré, à l'exception de Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. Et les métaux tels que Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, ainsi que les aciers inoxydables, sont passivés avec de l'acide pour former des films d'oxyde stables qui adhèrent étroitement à la surface métallique et protègent d'une oxydation supplémentaire. Cependant, Al et Fe commencent à se dissoudre lorsqu'ils sont chauffés, et Cr résiste même au HNO 3 chaud :

Fe + 6HNO 3 Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Les métaux, caractérisés par des états d'oxydation élevés (+6, +7, +8), forment des acides contenant de l'oxygène avec de l'acide nitrique concentré. Dans ce cas, HNO 3 est réduit en NO, par exemple :

3Re + 7HNO 3 (conc) = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O.

HNO 3 très dilué manque déjà de molécules HNO 3, seuls les ions H + et NO 3 - existent. Par conséquent, un acide très dilué (~ 3-5%) interagit avec Al et ne transfère pas Cu et d'autres métaux peu actifs en solution :

8Al + 30HNO 3 (très dilué) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O.

Un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique concentrés (1:3) est appelé eau régale. Il dissout les métaux Au et platine (Pd, Pt, Os, Ru). Par example:

Au + HNO 3 (conc.) + 4HCl = H + NO + 2H 2 O.

Ces métaux se dissolvent dans HNO 3 et en présence d'autres agents complexants, mais le processus est très lent.

Les métaux occupent le coin inférieur gauche du tableau périodique. Les métaux appartiennent aux familles des éléments s, des éléments d, des éléments f et, partiellement, des éléments p.

La propriété la plus typique des métaux est leur capacité à donner des électrons et à se transformer en ions chargés positivement. De plus, les métaux ne peuvent présenter qu'un état d'oxydation positif.

Moi - ne \u003d Moi n +

1. Interaction des métaux avec des non-métaux.

un ) Interaction des métaux avec l'hydrogène.

Les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent directement avec l'hydrogène pour former des hydrures.

par exemple:

Ca + H 2 \u003d CaH 2

Des composés non stoechiométriques à structure cristalline ionique se forment.

b) Interaction des métaux avec l'oxygène.

Tous les métaux sauf Au, Ag, Pt sont oxydés par l'oxygène atmosphérique.

Exemple:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxyde)

4K + O 2 \u003d 2K 2 O

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

c) Interaction des métaux avec les halogènes.

Tous les métaux réagissent avec les halogènes pour former des halogénures.

Exemple:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Ce sont principalement des composés ioniques : MeHal n

d) Interaction des métaux avec l'azote.

Les métaux alcalins et alcalino-terreux interagissent avec l'azote.

Exemple:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2

Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2 - nitrure.

e) Interaction des métaux avec le carbone.

Les composés de métaux et de carbone sont des carbures. Ils se forment lors de l'interaction de la fonte avec le carbone. Les métaux actifs forment des composés stoechiométriques avec le carbone :

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

Les métaux - les éléments d forment des composés de composition non stoechiométrique tels que les solutions solides : WC, ZnC, TiC - sont utilisés pour obtenir des aciers extra-durs.

2. Interaction des métaux avec l'eau.

Les métaux réagissent avec l'eau, ayant un potentiel plus négatif que le potentiel redox de l'eau.

Les métaux actifs réagissent plus activement avec l'eau, décomposant l'eau avec dégagement d'hydrogène.

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

Les métaux moins actifs décomposent lentement l'eau et le processus est inhibé en raison de la formation de substances insolubles.

3. Interaction des métaux avec des solutions salines.

Une telle réaction est possible si le métal qui réagit est plus actif que celui du sel :

Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V., = + 0,34 V.

Un métal qui a un potentiel d'électrode standard plus négatif ou moins positif déplace un autre métal de sa solution saline.

4. Interaction des métaux avec des solutions alcalines.

Les métaux qui donnent des hydroxydes amphotères ou qui ont des états d'oxydation élevés en présence d'agents oxydants puissants peuvent interagir avec les alcalis. Lorsque les métaux interagissent avec des solutions alcalines, l'eau est l'agent oxydant.

Exemple:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2- oxydation

Zn 0 - agent réducteur

1 2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH - récupération

H 2 O - agent oxydant

Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2- + 2OH - + H 2

Les métaux avec des états d'oxydation élevés peuvent interagir avec les alcalis lorsqu'ils sont fusionnés :

4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Interaction des métaux avec les acides.

Ce sont des réactions complexes, les produits d'interaction dépendent de l'activité du métal, du type et de la concentration de l'acide, et de la température.

Par activité, les métaux sont conditionnellement divisés en activité active, activité moyenne et activité faible.

Les acides sont classiquement divisés en 2 groupes :

Groupe I - acides à faible pouvoir oxydant: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (diff.), H 3 PO 4, H 2 S, l'agent oxydant ici est H +. Lors de l'interaction avec les métaux, de l'oxygène (H 2 ) est libéré. Les métaux à potentiel d'électrode négatif réagissent avec les acides du premier groupe.

Groupe II - acides à haut pouvoir oxydant: H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (razb.), HNO 3 (conc.). Dans ces acides, les anions acides sont des agents oxydants :. Les produits de réduction d'anions peuvent être très divers et dépendent de l'activité du métal.

H 2 S - avec métaux actifs

H 2 SO 4 + 6e S 0 ↓ - avec des métaux d'activité moyenne

SO 2 - avec des métaux peu actifs

NH 3 (NH 4 NO 3) - avec des métaux actifs

HNO 3 + 4.5e N 2 O, N 2 - avec des métaux d'activité moyenne

NON - avec des métaux peu actifs

HNO 3 (conc.) - NO 2 - avec des métaux de toute activité.

Si les métaux ont une valence variable, alors avec les acides du groupe I, les métaux acquièrent l'état d'oxydation positif le plus bas : Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Lors de l'interaction avec des acides du groupe II, l'état d'oxydation est +3 : Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, tandis que l'hydrogène n'est jamais libéré.

Certains métaux (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, etc.) dans des solutions d'acides forts, lorsqu'ils sont oxydés, sont recouverts d'un film d'oxyde dense qui protège le métal d'une dissolution ultérieure (passivation), mais lorsqu'il est chauffé, le film d'oxyde se dissout et la réaction se poursuit.

Les métaux légèrement solubles avec un potentiel d'électrode positif peuvent se dissoudre dans les acides du groupe I en présence d'agents oxydants forts.

Par métaux, on entend un groupe d'éléments, qui se présente sous la forme des substances les plus simples. Ils ont des propriétés caractéristiques, à savoir une conductivité électrique et thermique élevée, un coefficient de résistance thermique positif, une ductilité élevée et un lustre métallique.

Notez que sur les 118 éléments chimiques qui ont été découverts jusqu'à présent, les métaux devraient inclure :

• parmi le groupe des métaux alcalino-terreux 6 éléments;
• parmi les métaux alcalins 6 éléments;
• parmi les métaux de transition 38 ;
• dans le groupe des métaux légers 11 ;
• parmi les semi-métaux 7 éléments,
• 14 parmi les lanthanides et le lanthane,
• 14 dans le groupe des actinides et des actiniums,
• En dehors de la définition sont le béryllium et le magnésium.

Sur cette base, 96 éléments appartiennent aux métaux. Examinons de plus près avec quoi les métaux réagissent. Étant donné que la plupart des métaux ont un petit nombre d'électrons de 1 à 3 au niveau électronique externe, ils peuvent agir comme agents réducteurs dans la plupart de leurs réactions (c'est-à-dire qu'ils cèdent leurs électrons à d'autres éléments).

Réactions avec les éléments les plus simples

• En plus de l'or et du platine, absolument tous les métaux réagissent avec l'oxygène. Notez également que la réaction se produit avec l'argent à des températures élevées, mais l'oxyde d'argent (II) ne se forme pas à des températures normales. Selon les propriétés du métal, à la suite de la réaction avec l'oxygène, des oxydes, des superoxydes et des peroxydes se forment.

Voici des exemples de chacune des formations chimiques :

1. oxyde de lithium - 4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O;
2. superoxyde de potassium - K + O 2 \u003d KO 2;
3. peroxyde de sodium - 2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Pour obtenir de l'oxyde à partir de peroxyde, il faut le réduire avec le même métal. Par exemple, Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O. Avec les métaux peu actifs et moyens, une réaction similaire ne se produira que lorsqu'elle est chauffée, par exemple: 3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

• Les métaux ne peuvent réagir avec l'azote qu'avec des métaux actifs, cependant, seul le lithium peut interagir à température ambiante, formant des nitrures - 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N, cependant, lorsqu'il est chauffé, une telle réaction chimique se produit 2Al + N 2 \u003d 2AlN , 3Ca + N2 = Ca3N2.
• Absolument tous les métaux réagissent avec le soufre, ainsi qu'avec l'oxygène, à l'exception de l'or et du platine. Notez que le fer ne peut interagir que lorsqu'il est chauffé avec du soufre, formant un sulfure : Fe+S=FeS
• Seuls les métaux actifs peuvent réagir avec l'hydrogène. Ceux-ci comprennent les métaux des groupes IA et IIA, à l'exception du béryllium. De telles réactions ne peuvent être effectuées que lorsqu'elles sont chauffées, formant des hydrures.

  Étant donné que l'état d'oxydation de l'hydrogène est considéré? 1, les métaux agissent dans ce cas comme agents réducteurs: 2Na + H 2 \u003d 2NaH.

• Les métaux les plus actifs réagissent également avec le carbone. À la suite de cette réaction, des acétyléniures ou des méthanures sont formés.

Considérez quels métaux réagissent avec l'eau et que donnent-ils à la suite de cette réaction ? Les acétylènes, lorsqu'ils interagissent avec l'eau, donneront de l'acétylène et du méthane sera obtenu à la suite de la réaction de l'eau avec les méthanures. Voici des exemples de ces réactions :

1. Acétylène - 2Na + 2C \u003d Na 2 C 2;
2. Méthane - Na 2 C 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + C 2 H 2.

Réaction des acides avec les métaux

Les métaux avec des acides peuvent également réagir différemment. Avec tous les acides, seuls les métaux réagissent qui sont dans la série de l'activité électrochimique des métaux à l'hydrogène.

Donnons un exemple de réaction de substitution, qui montre avec quoi les métaux réagissent. D'une autre manière, une telle réaction est appelée réaction redox: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 ^.

Certains acides peuvent également interagir avec des métaux qui sont après l'hydrogène: Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O.

A noter qu'un tel acide dilué peut réagir avec un métal selon le schéma classique suivant : Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 ^.

Si nous dessinons une diagonale du béryllium à l'astatine dans le tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleev, alors il y aura des éléments métalliques sur la diagonale en bas à gauche (ils incluent également des éléments de sous-groupes secondaires, surlignés en bleu), et en haut à droite - éléments non métalliques (surlignés en jaune). Les éléments situés près de la diagonale - semi-métaux ou métalloïdes (B, Si, Ge, Sb, etc.) ont un caractère double (surligné en rose).

Comme on peut le voir sur la figure, la grande majorité des éléments sont des métaux.

De par leur nature chimique, les métaux sont des éléments chimiques dont les atomes cèdent des électrons des niveaux d'énergie externes ou pré-externes, formant ainsi des ions chargés positivement.

Presque tous les métaux ont des rayons relativement grands et un petit nombre d'électrons (de 1 à 3) au niveau d'énergie externe. Les métaux se caractérisent par de faibles valeurs d'électronégativité et des propriétés réductrices.

Les métaux les plus typiques se situent en début de période (à partir de la seconde), plus loin de gauche à droite, les propriétés métalliques s'affaiblissent. Dans un groupe de haut en bas, les propriétés métalliques sont améliorées, car le rayon des atomes augmente (en raison d'une augmentation du nombre de niveaux d'énergie). Cela conduit à une diminution de l'électronégativité (capacité à attirer des électrons) des éléments et à une augmentation des propriétés réductrices (capacité à donner des électrons à d'autres atomes lors de réactions chimiques).

typique les métaux sont des éléments s (éléments du groupe IA de Li à Fr. éléments du groupe PA de Mg à Ra). La formule électronique générale de leurs atomes est ns 1-2. Ils sont caractérisés par des états d'oxydation + I et + II, respectivement.

Le petit nombre d'électrons (1-2) dans le niveau d'énergie externe des atomes métalliques typiques suggère une perte facile de ces électrons et la manifestation de fortes propriétés réductrices, qui reflètent de faibles valeurs d'électronégativité. Cela implique des propriétés chimiques et des méthodes limitées pour obtenir des métaux typiques.

Une caractéristique des métaux typiques est la tendance de leurs atomes à former des cations et des liaisons chimiques ioniques avec des atomes non métalliques. Les composés de métaux typiques avec des non-métaux sont des cristaux ioniques "anion de cation métallique de non-métal", par exemple, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Des cations métalliques typiques sont également inclus dans des composés avec des anions complexes - hydroxydes et sels, par exemple Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

Les métaux du groupe A qui forment la diagonale amphotère dans le système périodique Be-Al-Ge-Sb-Po, ainsi que les métaux qui leur sont adjacents (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) ne présentent pas de Propriétés. La formule électronique générale de leurs atomes ns 2 np 0-4 implique une plus grande variété d'états d'oxydation, une plus grande capacité à retenir leurs propres électrons, une diminution progressive de leur capacité réductrice et l'apparition d'une capacité oxydante, en particulier dans les états d'oxydation élevés (des exemples typiques sont les composés Tl III, Pb IV, Bi v ). Un comportement chimique similaire est également caractéristique de la plupart des (éléments d, c'est-à-dire des éléments des groupes B du tableau périodique (des exemples typiques sont les éléments amphotères Cr et Zn).

Cette manifestation de dualité (amphotéricité) des propriétés, à la fois métalliques (basiques) et non métalliques, est due à la nature de la liaison chimique. A l'état solide, les composés de métaux atypiques avec des non-métaux contiennent majoritairement des liaisons covalentes (mais moins fortes que les liaisons entre non-métaux). En solution, ces liaisons sont facilement rompues et les composés se dissocient en ions (en tout ou en partie). Par exemple, le gallium métal est constitué de molécules de Ga 2, à l'état solide les chlorures d'aluminium et de mercure (II) AlCl 3 et HgCl 2 contiennent des liaisons fortement covalentes, mais dans une solution AlCl 3 se dissocie presque complètement, et HgCl 2 - à un très petit mesure (et même alors en ions HgCl + et Cl -).

Propriétés physiques générales des métaux

En raison de la présence d'électrons libres ("gaz d'électrons") dans le réseau cristallin, tous les métaux présentent les propriétés générales caractéristiques suivantes :

1) Plastique- la capacité de changer facilement de forme, de s'étirer en fil, de rouler en feuilles minces.

2) lustre métallique et l'opacité. Cela est dû à l'interaction des électrons libres avec la lumière incidente sur le métal.

3) Conductivité électrique. Cela s'explique par le mouvement dirigé des électrons libres du pôle négatif vers le pôle positif sous l'influence d'une petite différence de potentiel. Lorsqu'il est chauffé, la conductivité électrique diminue, car. à mesure que la température augmente, les vibrations des atomes et des ions dans les nœuds du réseau cristallin augmentent, ce qui rend difficile le mouvement dirigé du "gaz d'électrons".

4) Conductivité thermique. Cela est dû à la grande mobilité des électrons libres, grâce à laquelle la température est rapidement égalisée par la masse du métal. La conductivité thermique la plus élevée est dans le bismuth et le mercure.

5) Dureté. Le plus dur est le chrome (coupe le verre) ; les plus tendres - les métaux alcalins - potassium, sodium, rubidium et césium - sont coupés au couteau.

6) Densité. Plus il est petit, plus la masse atomique du métal est petite et plus le rayon de l'atome est grand. Le plus léger est le lithium (ρ=0,53 g/cm3) ; le plus lourd est l'osmium (ρ=22,6 g/cm3). Les métaux ayant une densité inférieure à 5 g/cm3 sont considérés comme des "métaux légers".

7) Points de fusion et d'ébullition. Le métal le plus fusible est le mercure (p.f. = -39°C), le métal le plus réfractaire est le tungstène (t°m. = 3390°C). Métaux avec t°pl. au-dessus de 1000°C sont considérés comme réfractaires, en dessous - bas point de fusion.

Propriétés chimiques générales des métaux

Agents réducteurs forts : Me 0 – nē → Me n +

Un certain nombre de contraintes caractérisent l'activité comparée des métaux dans les réactions redox en solution aqueuse.

I. Réactions des métaux avec les non-métaux

1) Avec de l'oxygène :
2Mg + O2 → 2MgO

2) Avec du soufre :
Hg + S → HgS

3) Avec des halogènes :
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Avec de l'azote :
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Avec du phosphore :
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Avec l'hydrogène (seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent) :
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Réactions des métaux avec les acides

1) Les métaux se trouvant dans la série électrochimique des tensions jusqu'à H réduisent les acides non oxydants en hydrogène :

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Avec des acides oxydants :

Dans l'interaction de l'acide nitrique de toute concentration et de l'acide sulfurique concentré avec les métaux l'hydrogène n'est jamais libéré !

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 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (c) + u → u (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Interaction des métaux avec l'eau

1) Les actifs (métaux alcalins et alcalino-terreux) forment une base soluble (alcali) et de l'hydrogène :

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Les métaux d'activité moyenne sont oxydés par l'eau lorsqu'ils sont chauffés en oxyde :

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inactif (Au, Ag, Pt) - ne réagit pas.

IV. Déplacement par des métaux plus actifs de métaux moins actifs à partir de solutions de leurs sels :

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Dans l'industrie, on n'utilise pas souvent des métaux purs, mais leurs mélanges - alliages dans lequel les propriétés bénéfiques d'un métal sont complétées par les propriétés bénéfiques d'un autre. Ainsi, le cuivre a une faible dureté et est peu utile pour la fabrication de pièces de machines, tandis que les alliages de cuivre avec du zinc ( laiton) sont déjà assez durs et sont largement utilisés en génie mécanique. L'aluminium a une ductilité élevée et une légèreté suffisante (faible densité), mais il est trop mou. Sur sa base, un alliage avec du magnésium, du cuivre et du manganèse est préparé - duralumin (duralumin), qui, sans perdre les propriétés utiles de l'aluminium, acquiert une dureté élevée et devient adapté à l'industrie aéronautique. Les alliages de fer avec du carbone (et des ajouts d'autres métaux) sont largement connus fonte et acier.

Les métaux sous forme libre sont les agents réducteurs. Cependant, la réactivité de certains métaux est faible du fait qu'ils sont recouverts de film d'oxyde de surface, résistant à des degrés divers à l'action de réactifs chimiques tels que l'eau, les solutions d'acides et d'alcalis.

Par exemple, le plomb est toujours recouvert d'un film d'oxyde; sa transition en solution nécessite non seulement une exposition à un réactif (par exemple, de l'acide nitrique dilué), mais également un chauffage. Le film d'oxyde sur l'aluminium empêche sa réaction avec l'eau, mais est détruit sous l'action des acides et des alcalis. Film d'oxyde lâche (rouiller), formé à la surface du fer dans l'air humide, n'interfère pas avec la poursuite de l'oxydation du fer.

Sous l'influence concentré les acides se forment sur les métaux durable film d'oxyde. Ce phénomène est appelé passivation. Ainsi, en concentré acide sulfurique passivé (puis ne réagit pas avec l'acide) des métaux tels que Be, Bi, Co, Fe, Mg et Nb, et dans de l'acide nitrique concentré - métaux A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th et U.

Lors de l'interaction avec des agents oxydants dans des solutions acides, la plupart des métaux se transforment en cations, dont la charge est déterminée par l'état d'oxydation stable d'un élément donné dans les composés (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ et Fe 3 +)

L'activité réductrice des métaux dans une solution acide est transmise par une série de contraintes. La plupart des métaux sont convertis en une solution d'acides chlorhydrique et sulfurique dilué, mais Cu, Ag et Hg - uniquement des acides sulfurique (concentré) et nitrique, et Pt et Au - "aqua regia".

Corrosion des métaux

Une propriété chimique indésirable des métaux est leur destruction active (oxydation) au contact de l'eau et sous l'influence de l'oxygène dissous dans celle-ci (corrosion par l'oxygène). Par exemple, la corrosion des produits en fer dans l'eau est largement connue, à la suite de laquelle de la rouille se forme et les produits s'effritent en poudre.

La corrosion des métaux se produit dans l'eau également en raison de la présence de gaz CO 2 et SO 2 dissous; un environnement acide est créé et les cations H + sont déplacés par des métaux actifs sous forme d'hydrogène H 2 ( corrosion par l'hydrogène).

Le point de contact entre deux métaux différents peut être particulièrement corrosif ( corrosion de contact). Entre un métal, tel que Fe, et un autre métal, tel que Sn ou Cu, placé dans l'eau, un couple galvanique se produit. Le flux d'électrons va du métal le plus actif, qui est à gauche dans la série de tensions (Re), au métal le moins actif (Sn, Cu), et le métal le plus actif est détruit (corrode).

C'est pour cette raison que la surface étamée des boîtes (fer étamé) rouille lorsqu'elles sont stockées dans une atmosphère humide et manipulées avec négligence (le fer s'effondre rapidement même après l'apparition d'une petite égratignure, permettant le contact du fer avec l'humidité). Au contraire, la surface galvanisée d'un seau en fer ne rouille pas longtemps, car même s'il y a des rayures, ce n'est pas le fer qui se corrode, mais le zinc (un métal plus actif que le fer).

La résistance à la corrosion d'un métal donné est améliorée lorsqu'il est revêtu d'un métal plus actif ou lorsqu'ils sont fondus ; par exemple, recouvrir le fer de chrome ou fabriquer un alliage de fer avec du chrome élimine la corrosion du fer. Fer et acier chromés contenant du chrome ( acier inoxydable) ont une haute résistance à la corrosion.

électrométallurgie, c'est-à-dire l'obtention de métaux par électrolyse de masses fondues (pour les métaux les plus actifs) ou de solutions salines ;

pyrométallurgie, c'est-à-dire la récupération de métaux à partir de minerais à haute température (par exemple, la production de fer dans le procédé de haut fourneau);

hydrométallurgie, c'est-à-dire l'isolement des métaux des solutions de leurs sels par des métaux plus actifs (par exemple, la production de cuivre à partir d'une solution de CuSO 4 par l'action du zinc, du fer ou de l'aluminium).

Les métaux natifs se trouvent parfois dans la nature (des exemples typiques sont Ag, Au, Pt, Hg), mais le plus souvent les métaux se présentent sous la forme de composés ( minerais métalliques). Par prévalence dans la croûte terrestre, les métaux sont différents: des plus courants - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) aux plus rares - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.