धातुओं के अनुपात के लिए प्रतिक्रिया समीकरण:

• क) सरल पदार्थों के लिए: ऑक्सीजन, हाइड्रोजन, हैलोजन, सल्फर, नाइट्रोजन, कार्बन;
• बी) जटिल पदार्थों के लिए: पानी, अम्ल, क्षार, लवण।

1. धातुओं में समूह I और II के एस-तत्व, सभी एस-तत्व, समूह III के पी-तत्व (बोरॉन को छोड़कर), साथ ही टिन और सीसा (समूह IV), बिस्मथ (समूह V) और पोलोनियम (समूह VI) शामिल हैं। अधिकांश धातुओं में बाह्य ऊर्जा स्तर पर 1-3 इलेक्ट्रॉन होते हैं। डी-तत्व परमाणुओं में, बाएं से दाएं की अवधि के अंदर, पूर्व-बाहरी परत के डी-उप-स्तर भरे होते हैं।
2. धातुओं के रासायनिक गुण उनके बाहरी इलेक्ट्रॉन कोशों की विशिष्ट संरचना के कारण होते हैं।

अवधि के भीतर, परमाणु आवेश में वृद्धि के साथ, समान संख्या में इलेक्ट्रॉन कोश वाले परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है। क्षार धातुओं के परमाणुओं की त्रिज्या सबसे अधिक होती है। परमाणु की त्रिज्या जितनी छोटी होगी, आयनीकरण ऊर्जा उतनी ही अधिक होगी और परमाणु की त्रिज्या जितनी बड़ी होगी, आयनन ऊर्जा उतनी ही कम होगी। चूंकि धातु के परमाणुओं में परमाणुओं की सबसे बड़ी त्रिज्या होती है, इसलिए उन्हें मुख्य रूप से आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के निम्न मूल्यों की विशेषता होती है। मुक्त धातुएँ अत्यंत अपचायक गुण प्रदर्शित करती हैं।

3) धातुएँ ऑक्साइड बनाती हैं, उदाहरण के लिए:

केवल क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएं हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करके हाइड्राइड बनाती हैं:

धातुएं हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं, हैलाइड बनाती हैं, सल्फर - सल्फाइड के साथ, नाइट्रोजन - नाइट्राइड के साथ, कार्बन - कार्बाइड के साथ।

वोल्टेज की श्रृंखला में धातु ई 0 के मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के बीजगणितीय मूल्य में वृद्धि के साथ, धातु की पानी के साथ प्रतिक्रिया करने की क्षमता कम हो जाती है। तो, लोहा केवल बहुत अधिक तापमान पर पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है:

मानक इलेक्ट्रोड विभव के धनात्मक मान वाली धातुएं, जो कि वोल्टेज की श्रृंखला में हाइड्रोजन के बाद खड़ी होती हैं, पानी के साथ प्रतिक्रिया नहीं करती हैं।

धातुओं की अम्लों के साथ अभिक्रियाएँ अभिलक्षणिक होती हैं। E 0 के ऋणात्मक मान वाली धातुएँ HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, आदि के विलयनों से हाइड्रोजन को विस्थापित करती हैं।

कम E 0 मान वाली धातु नमक के घोल से बड़े E 0 मान वाली धातु को विस्थापित करती है:

उद्योग में प्राप्त सबसे महत्वपूर्ण कैल्शियम यौगिक, उनके रासायनिक गुण और उत्पादन के तरीके।

कैल्सियम ऑक्साइड CaO को क्विकलाइम कहते हैं। यह 2000 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर चूना पत्थर CaCO 3 -> CaO + CO को जलाने से प्राप्त होता है। कैल्शियम ऑक्साइड में मूल ऑक्साइड के गुण होते हैं:

ए) बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई के साथ पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (बुझा हुआ चूना)।

बी) एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है, नमक और पानी बनाता है:

सीएओ + 2 एचसीएल = सीएसीएल 2 + एच 2 ओ

सीएओ + 2 एच + = सीए 2+ + एच 2 ओ

ग) लवण बनाने के लिए अम्लीय ऑक्साइड के साथ प्रतिक्रिया करता है:

CaO + C0 2 = CaCO 3

कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड Ca (OH) 2 बुझा हुआ चूना, चूने के दूध और चूने के पानी के रूप में प्रयोग किया जाता है।

चूने का दूध पानी के साथ अतिरिक्त हाइड्रेटेड चूने को मिलाकर बनने वाला घोल है।

चूने का पानी चूने के दूध को छानकर प्राप्त किया जाने वाला एक स्पष्ट घोल है। प्रयोगशाला में कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) का पता लगाने के लिए उपयोग किया जाता है।

सीए (ओएच) 2 + सीओ 2 = सीएसीओ 3 + एच 2 ओ

कार्बन मोनोऑक्साइड (IV) के लंबे समय तक संचरण के साथ, घोल पारदर्शी हो जाता है, क्योंकि एक अम्लीय नमक बनता है, जो पानी में घुलनशील होता है:

सीएसीओ 3 + सीओ 2 + एच 2 ओ = सीए (एचसीओ 3) 2

यदि कैल्शियम बाइकार्बोनेट के परिणामी पारदर्शी घोल को गर्म किया जाता है, तो फिर से मैलापन होता है, क्योंकि CaCO 3 का अवक्षेप अवक्षेपित होता है:

मॉस्को स्टेट इंडस्ट्रियल यूनिवर्सिटी

अनुप्रयुक्त गणित और तकनीकी भौतिकी के संकाय

रसायनिकी विभाग

प्रयोगशाला कार्य

धातुओं के रासायनिक गुण

मास्को 2012

उद्देश्य।गुणों का अध्ययन एस-, पी-, डी-तत्व-धातु (Mg, Al, Fe, Zn) और उनके यौगिक।

1. सैद्धांतिक भाग

सभी धातुएं अपने रासायनिक गुणों के कारण अपचायक हैं, अर्थात। रासायनिक प्रतिक्रिया होने पर वे इलेक्ट्रॉन दान करते हैं। धातु परमाणु अपेक्षाकृत आसानी से वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं और सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों में बदल जाते हैं।

1.1. साधारण पदार्थों के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया

जब धातुएं सरल पदार्थों के साथ परस्पर क्रिया करती हैं, तो अधातुएं आमतौर पर ऑक्सीडेंट के रूप में कार्य करती हैं। धातुएँ अधातुओं के साथ अभिक्रिया करके बाइनरी यौगिक बनाती हैं।

1. के साथ बातचीत करते समय ऑक्सीजनधातुएँ ऑक्साइड बनाती हैं:

2एमजी + ओ 2 2एमजीओ,

2Cu + O 2 2 CuO.

2. धातुएँ से अभिक्रिया करती हैं हैलोजन(F 2, Cl 2, Br 2, I 2) हाइड्रोहेलिक एसिड के लवण के निर्माण के साथ:

2Na + Br 2 = 2NaBr,

बा + सीएल 2 = बीएसीएल 2,

2Fe + 3Cl 2 2FeCl3.

3. जब धातुएँ परस्पर क्रिया करती हैं धूसरसल्फाइड बनते हैं (हाइड्रोजन सल्फाइड एसिड एच 2 एस के लवण):

4.सी हाइड्रोजनसक्रिय धातुएं धातु हाइड्राइड के निर्माण के साथ परस्पर क्रिया करती हैं, जो नमक जैसे पदार्थ होते हैं:

2ना + एच 2 2नाह,

सीए + एच 2 सीएएच 2.

धातु हाइड्राइड में हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था (-1) होती है।

धातुएं अन्य गैर-धातुओं के साथ परस्पर क्रिया कर सकती हैं: नाइट्रोजन, फास्फोरस, सिलिकॉन, कार्बन बनाने के लिए, क्रमशः, नाइट्राइड, फॉस्फाइड, सिलिसाइड, कार्बाइड। उदाहरण के लिए:

3एमजी + एन 2 एमजी 3 एन 2,

3सीए + 2पी सीए 3 पी 2,

2एमजी + एसआई एमजी 2 सी,

4एएल + 3सी अल 4 सी 3.

5. धातुएँ आपस में परस्पर क्रिया करके भी बना सकती हैं इंटरमेटेलिक यौगिक:

2Mg + Cu = Mg 2 Cu,

2ना + एसबी = ना 2 एसबी।

इंटरमेटेलिक यौगिक(या इंटरमेटेलिक यौगिक) तत्वों द्वारा आपस में बनने वाले यौगिक कहलाते हैं, जो आमतौर पर धातुओं को संदर्भित करते हैं।

1.2. जल के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया

पानी के साथ धातुओं की बातचीत एक रेडॉक्स प्रक्रिया है जिसमें धातु एक कम करने वाले एजेंट के रूप में कार्य करता है और पानी एक ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में कार्य करता है। योजना के अनुसार प्रतिक्रिया आगे बढ़ती है:

मैं + एनएच 2 ओ = मैं (ओएच) एन + एन/ 2 एच 2.

सामान्य परिस्थितियों में, क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएं पानी के साथ मिलकर घुलनशील क्षार और हाइड्रोजन बनाती हैं:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2,

सीए + 2 एच 2 ओ = सीए (ओएच) 2 + एच 2।

गर्म करने पर मैग्नीशियम पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है:

एमजी + 2एच 2 ओ एमजी (ओएच) 2 + एच 2।

लोहा और कुछ अन्य सक्रिय धातुएँ गर्म जल वाष्प के साथ परस्पर क्रिया करती हैं:

3Fe + 4H 2 O फे 3 ओ 4 + 4एच 2.

सकारात्मक इलेक्ट्रोड क्षमता वाली धातुएं पानी के साथ परस्पर क्रिया नहीं करती हैं।

पानी के साथ बातचीत न करें 4 डी-तत्व (सीडी को छोड़कर), 5 डी-तत्व और घन (3 .) डी-तत्व)।

1.3. अम्लों के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया

धातुओं पर उनकी क्रिया की प्रकृति से, सबसे आम एसिड को दो समूहों में विभाजित किया जा सकता है।

1. गैर-ऑक्सीकरण एसिड: हाइड्रोक्लोरिक (हाइड्रोक्लोरिक, एचसीएल), हाइड्रोब्रोमिक (एचबीआर), हाइड्रोयोडिक (एचआई), हाइड्रोफ्लोरिक (एचएफ), एसिटिक (सीएच 3 सीओओएच), पतला सल्फ्यूरिक (एच 2 एसओ 4 (दिल।)), पतला ऑर्थोफोस्फोरिक (एच 3 पीओ 4 (विभाजन))।

2. ऑक्सीकरण एसिड: नाइट्रिक (HNO 3) किसी भी एकाग्रता में, केंद्रित सल्फ्यूरिक (H 2 SO 4 (सांद्रता)), केंद्रित सेलेनिक (H 2 SeO 4 (सांद्र))।

गैर-ऑक्सीकरण एसिड के साथ धातुओं की बातचीत... गैर-ऑक्सीकारक अम्लों के विलयन में हाइड्रोजन आयन H+ द्वारा धातुओं का ऑक्सीकरण जल की अपेक्षा अधिक तीव्रता से होता है।

एक नकारात्मक मानक इलेक्ट्रोड क्षमता वाली सभी धातुएं, अर्थात। हाइड्रोजन तक वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रेणी में वे गैर-ऑक्सीकरण एसिड से हाइड्रोजन को विस्थापित करते हैं। योजना के अनुसार प्रतिक्रिया आगे बढ़ती है:

मैं + एनएच + = मी एन + + एन/ 2 एच 2.

उदाहरण के लिए:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2,

एमजी + 2सीएच 3 सीओओएच = एमजी (सीएच 3 सीओओ) 2 + एच 2,

2Ti + 6HCl = 2TiCl 3 + 3H 2।

एक परिवर्तनशील ऑक्सीकरण अवस्था (Fe, Co, Ni, आदि) वाली धातुएँ अपनी निम्नतम ऑक्सीकरण अवस्था (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+ और अन्य) में आयन बनाती हैं:

Fe + H 2 SO 4 (पतला) = FeSO 4 + H 2।

जब कुछ धातुएं गैर-ऑक्सीकरण एसिड के साथ बातचीत करती हैं: एचसीएल, एचएफ, एच 2 एसओ 4 (पतला), एचसीएन, अघुलनशील उत्पाद बनते हैं जो धातु को आगे ऑक्सीकरण से बचाते हैं। इस प्रकार, एचसीएल (पतला) और एच 2 एसओ 4 (पतला) में सीसा की सतह क्रमशः खराब घुलनशील लवण पीबीसीएल 2 और पीबीएसओ 4 द्वारा निष्क्रिय होती है।

ऑक्सीकरण अम्लों के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया... तनु विलयन में सल्फ्यूरिक अम्ल दुर्बल ऑक्सीकारक होता है और सांद्र विलयन में यह बहुत प्रबल होता है। केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड एच 2 एसओ 4 (सांद्र) की ऑक्सीकरण क्षमता एसओ 4 2 आयन द्वारा निर्धारित की जाती है, जिसकी ऑक्सीकरण क्षमता एच + आयन की तुलना में काफी अधिक है। ऑक्सीकरण अवस्था (+6) में सल्फर परमाणुओं के कारण केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है। इसके अलावा, एच 2 एसओ 4 के एक केंद्रित समाधान में कुछ एच + आयन होते हैं, क्योंकि एक केंद्रित समाधान में यह कमजोर रूप से आयनित होता है। इसलिए, जब धातुएं एच 2 एसओ 4 (सांद्र) के साथ बातचीत करती हैं, तो हाइड्रोजन विकसित नहीं होता है।

धातुओं के साथ ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में प्रतिक्रिया करते हुए, एच 2 एसओ 4 (सांद्रिक) अक्सर सल्फर ऑक्साइड (IV) (एसओ 2) में बदल जाता है, और मजबूत कम करने वाले एजेंटों के साथ बातचीत करते समय - एस या एच 2 एस में:

मी + एच 2 एसओ 4 (संक्षिप्त) मी 2 (एसओ 4) एन + एच 2 ओ + एसओ 2 (एस, एच 2 एस)।

याद रखने की सुविधा के लिए, वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला पर विचार करें, जो इस तरह दिखता है:

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

टेबल 1. विभिन्न गतिविधियों की धातुओं के साथ बातचीत करते समय केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड की कमी के उत्पादों को प्रस्तुत करता है।

तालिका नंबर एक।

सांद्रण के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया के उत्पाद

सल्फ्यूरिक एसिड

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

4एमजी + 5एच 2 एसओ 4 (संक्षिप्त) = 4एमजीएसओ 4 + एच 2 एस + 4एच 2 ओ।

मध्यम गतिविधि (Mn, Cr, Zn, Fe) की धातुओं के लिए, कमी उत्पादों का अनुपात एसिड एकाग्रता पर निर्भर करता है।

सामान्य प्रवृत्ति इस प्रकार है: उच्च एकाग्रताएच 2 एसओ 4, वसूली जितनी गहरी होती है।

इसका मतलब है कि, औपचारिक रूप से, प्रत्येक सल्फर परमाणु H2SO4 से अणु धातु से न केवल दो इलेक्ट्रॉनों को दूर ले जा सकते हैं (और अंदर जा सकते हैं ), लेकिन छह इलेक्ट्रॉन भी (और जाते हैं) और यहां तक ​​​​कि आठ (और जाते हैं ):

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

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

4Zn + 5H 2 SO 4 (संक्षिप्त) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O।

घुलनशील लेड (II) हाइड्रोजन सल्फेट, सल्फर (IV) ऑक्साइड और पानी बनाने के लिए लेड सांद्र सल्फ्यूरिक एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है:

पीबी + 3 एच 2 एसओ 4 = पीबी (एचएसओ 4) 2 + एसओ 2 + 2 एच 2 ओ।

शीत एच 2 एसओ 4 (सांद्र) कुछ धातुओं (उदाहरण के लिए, लोहा, क्रोमियम, एल्यूमीनियम) को निष्क्रिय कर देता है, जिससे स्टील के कंटेनरों में एसिड का परिवहन संभव हो जाता है। मजबूत हीटिंग के साथ, केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड भी इन धातुओं के साथ बातचीत करता है:

2Fe + 6H 2 SO 4 (संक्षिप्त) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O।

नाइट्रिक एसिड के साथ धातुओं की बातचीत।नाइट्रिक एसिड की ऑक्सीकरण क्षमता आयनों NO 3 द्वारा निर्धारित की जाती है, जिसकी ऑक्सीकरण क्षमता H + आयनों की तुलना में बहुत अधिक होती है। इसलिए, जब धातुएँ HNO3 के साथ परस्पर क्रिया करती हैं, तो कोई हाइड्रोजन नहीं निकलती है। नाइट्रेट आयन NO 3 , जिसमें ऑक्सीकरण अवस्था (+5) में नाइट्रोजन होता है, स्थितियों (एसिड सांद्रता, कम करने वाले एजेंट की प्रकृति, तापमान) के आधार पर, एक से आठ इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त कर सकता है। NO 3 आयनों की कमी निम्नलिखित योजनाओं के अनुसार विभिन्न पदार्थों के निर्माण के साथ आगे बढ़ सकती है:

सं 3 + 2एच + + ई = नहीं 2 + एच 2 ओ,

सं 3 + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O,

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

2NO 3 + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O,

सं 3 + 10H + + 8e = NH 4 + + 3H 2 O।

नाइट्रिक एसिड किसी भी सांद्रता में ऑक्सीकरण कर रहा है। अन्य सभी चीजें समान होने पर, निम्नलिखित प्रवृत्तियाँ प्रकट होती हैं: एसिड के साथ प्रतिक्रिया करने वाली धातु जितनी अधिक सक्रिय होती है, और नाइट्रिक एसिड के घोल की सांद्रता उतनी ही कम होती है,जितनी गहराई से इसे बहाल किया जाता है.

इसे निम्न आरेख द्वारा स्पष्ट किया जा सकता है:

, ,
,
,

अम्ल सांद्रता

धातु गतिविधि

नाइट्रिक एसिड के साथ पदार्थों का ऑक्सीकरण इसके कमी (NO 2, NO, N 2 O, N 2, NH 4 +) के उत्पादों के मिश्रण के निर्माण के साथ होता है, जिसकी संरचना कम करने वाले एजेंट की प्रकृति से निर्धारित होती है। , तापमान और अम्ल की सांद्रता। उत्पादों में ऑक्साइड NO 2 और NO का प्रभुत्व होता है। इसके अलावा, एचएनओ 3 के एक केंद्रित समाधान के साथ बातचीत करते समय, एनओ 2 अधिक बार जारी किया जाता है, और एक पतला समाधान के साथ, नहीं।

एचएनओ 3 की भागीदारी के साथ रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं के समीकरणों को सशर्त रूप से संकलित किया जाता है, जिसमें केवल एक कमी उत्पाद शामिल होता है, जो बड़ी मात्रा में बनता है:

मी + एचएनओ 3  मी (नं 3) एन + एच 2 ओ + एनओ 2 (एनओ, एन 2 ओ, एन 2, एनएच 4 +)।

उदाहरण के लिए, पर्याप्त रूप से सक्रिय धातु पर जिंक की क्रिया से बनने वाले गैस मिश्रण में (
= - 0.76 बी) केंद्रित (68%) नाइट्रिक एसिड, प्रचलित - NO 2, 40% - NO; 20% - एन 2 ओ; 6% - एन 2। बहुत पतला (0.5%) नाइट्रिक एसिड अमोनियम आयनों में कम हो जाता है:

Zn + 4HNO 3 (संक्षिप्त) = 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।

कम गतिविधि वाले धातु तांबे के साथ (
= + 0.34B) प्रतिक्रियाएं निम्नलिखित योजनाओं के अनुसार आगे बढ़ती हैं:

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

3Cu + 8HNO 3 (पतला) = 3 Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O।

Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr को छोड़कर लगभग सभी धातुएँ सांद्र HNO 3 में घुल जाती हैं। और Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, और साथ ही स्टेनलेस स्टील जैसी धातुएं स्थिर ऑक्साइड फिल्म बनाने के लिए एसिड निष्क्रिय होती हैं जो धातु की सतह पर मजबूती से चिपक जाती हैं और इससे रक्षा करती हैं। आगे ऑक्सीकरण। हालांकि, गर्म होने पर अल और फे घुलने लगते हैं, और सीआर भी गर्म एचएनओ 3 की क्रिया के लिए प्रतिरोधी है:

फे + 6HNO 3 फे (नं 3) 3 + 3एनओ 2 + 3एच 2 ओ।

उच्च ऑक्सीकरण राज्यों (+6, +7, +8) की विशेषता वाली धातुएं केंद्रित नाइट्रिक एसिड के साथ ऑक्सीजन युक्त एसिड बनाती हैं। इस मामले में, एचएनओ 3 को घटाकर NO कर दिया गया है, उदाहरण के लिए:

3Re + 7HNO 3 (संक्षिप्त) = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O।

बहुत तनु HNO 3 में कोई HNO 3 अणु नहीं होते हैं, केवल H + और NO 3 आयन मौजूद होते हैं। इसलिए, एक बहुत पतला एसिड (~ 3-5%) अल के साथ बातचीत करता है और क्यू और अन्य कम सक्रिय धातुओं को समाधान में स्थानांतरित नहीं करता है:

8Al + 30HNO 3 (बहुत पतला) = 8Al (NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O।

सांद्र नाइट्रिक और हाइड्रोक्लोरिक एसिड (1: 3) के मिश्रण को एक्वा रेजिया कहा जाता है। यह Au और प्लेटिनम धातुओं (Pd, Pt, Os, Ru) को घोलता है। उदाहरण के लिए:

एयू + एचएनओ 3 (संक्षिप्त) + 4 एचसीएल = एच + एनओ + 2 एच 2 ओ।

ये धातुएं एचएनओ 3 में और अन्य जटिल एजेंटों की उपस्थिति में घुल जाती हैं, लेकिन प्रक्रिया बहुत धीमी है।

आवर्त सारणी के निचले बाएँ कोने में धातुएँ हैं। धातु एस-तत्वों, डी-तत्वों, एफ-तत्वों और आंशिक रूप से - पी-तत्वों के परिवारों से संबंधित हैं।

धातुओं की सबसे विशिष्ट संपत्ति इलेक्ट्रॉनों को दान करने और सकारात्मक रूप से आवेशित आयनों में बदलने की उनकी क्षमता है। इसके अलावा, धातुएँ केवल एक सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था दिखा सकती हैं।

मैं - ने = मैं n +

1. अधातुओं के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

ए ) हाइड्रोजन के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

क्षार और क्षारीय मृदा धातुएं हाइड्रोजन के साथ सीधे क्रिया करके हाइड्राइड बनाती हैं।

मिसाल के तौर पर:

सीए + एच 2 = सीएएच 2

आयनिक क्रिस्टल संरचना वाले गैर-स्टोइकोमेट्रिक यौगिक बनते हैं।

बी) ऑक्सीजन के साथ धातुओं की बातचीत।

Au, Ag, Pt को छोड़कर सभी धातुएं वायुमंडलीय ऑक्सीजन द्वारा ऑक्सीकृत होती हैं।

उदाहरण:

2ना + ओ 2 = ना 2 ओ 2 (पेरोक्साइड)

4K + O 2 = 2K 2 O

2एमजी + ओ 2 = 2एमजीओ

2Cu + O 2 = 2CuO

c) हैलोजन के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

सभी धातुएँ हैलोजन के साथ अभिक्रिया करके हैलाइड बनाती हैं।

उदाहरण:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

ये मुख्य रूप से आयनिक यौगिक हैं: MeHal n

d) नाइट्रोजन के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएं नाइट्रोजन के साथ परस्पर क्रिया करती हैं।

उदाहरण:

3सीए + एन 2 = सीए 3 एन 2

एमजी + एन 2 = एमजी 3 एन 2 - नाइट्राइड।

ई) कार्बन के साथ धातुओं की बातचीत।

धातुओं और कार्बन के यौगिक - कार्बाइड। वे कार्बन के साथ गलन की परस्पर क्रिया से बनते हैं। सक्रिय धातुएँ कार्बन के साथ स्टोइकोमेट्रिक यौगिक बनाती हैं:

4अल + 3सी = अल 4 सी 3

धातु - डी-तत्व गैर-स्टोइकोमेट्रिक संरचना के यौगिक बनाते हैं जैसे कि ठोस समाधान: WC, ZnC, TiC - का उपयोग सुपरहार्ड स्टील्स प्राप्त करने के लिए किया जाता है।

2. धातुओं की जल के साथ परस्पर क्रिया।

धातुएं पानी के साथ प्रतिक्रिया करती हैं जिसमें पानी की रेडॉक्स क्षमता की तुलना में अधिक नकारात्मक क्षमता होती है।

सक्रिय धातुएं पानी के साथ अधिक सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करती हैं, हाइड्रोजन की रिहाई के साथ पानी को विघटित करती हैं।

ना + 2H 2 O = H 2 + 2NaOH

कम सक्रिय धातुएं पानी को धीरे-धीरे विघटित करती हैं और अघुलनशील पदार्थों के बनने के कारण प्रक्रिया बाधित होती है।

3. नमक के घोल के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

ऐसी प्रतिक्रिया संभव है यदि प्रतिक्रियाशील धातु नमक की तुलना में अधिक सक्रिय है:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 + ZnSO 4

0.76 बी, = + 0.34 बी।

अधिक ऋणात्मक या कम धनात्मक मानक इलेक्ट्रोड विभव वाली धातु किसी अन्य धातु को उसके लवण विलयन से विस्थापित कर देती है।

4. क्षार विलयन के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

धातुएं जो मजबूत ऑक्सीडेंट की उपस्थिति में एम्फोटेरिक हाइड्रॉक्साइड देती हैं या उच्च ऑक्सीकरण अवस्थाएं रखती हैं, क्षार के साथ बातचीत कर सकती हैं। जब धातुएँ क्षार के विलयन के साथ परस्पर क्रिया करती हैं, तो पानी ऑक्सीकरण एजेंट होता है।

उदाहरण:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- ऑक्सीकरण

Zn 0 - कम करने वाला एजेंट

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - कमी

एच 2 ओ - ऑक्सीकरण एजेंट

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2

उच्च ऑक्सीकरण अवस्था वाली धातुएँ संलयन के दौरान क्षार के साथ परस्पर क्रिया कर सकती हैं:

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

5. अम्लों के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया।

ये जटिल प्रतिक्रियाएं हैं, बातचीत के उत्पाद धातु की गतिविधि, एसिड के प्रकार और एकाग्रता और तापमान पर निर्भर करते हैं।

उनकी गतिविधि के अनुसार, धातुओं को पारंपरिक रूप से सक्रिय, मध्यम-सक्रिय और निम्न-गतिविधि में विभाजित किया जाता है।

एसिड को पारंपरिक रूप से 2 समूहों में विभाजित किया जाता है:

समूह I - कम ऑक्सीकरण क्षमता वाले एसिड: एचसीएल, एचआई, एचबीआर, एच 2 एसओ 4 (पतला), एच 3 पीओ 4, एच 2 एस, यहां ऑक्सीकरण एजेंट एच + है। धातुओं के साथ परस्पर क्रिया करने पर ऑक्सीजन (H2) निकलती है। नकारात्मक इलेक्ट्रोड क्षमता वाली धातुएं पहले समूह के एसिड के साथ प्रतिक्रिया करती हैं।

समूह II - उच्च ऑक्सीकरण क्षमता वाले एसिड: एच 2 एसओ 4 (सांद्र), एचएनओ 3 (पतला), एचएनओ 3 (सांद्र)। इन अम्लों में, अम्ल आयन ऑक्सीकरण एजेंट हैं:। आयनों में कमी करने वाले उत्पाद बहुत विविध हो सकते हैं और धातु की गतिविधि पर निर्भर करते हैं।

एच 2 एस - सक्रिय धातुओं के साथ

एच 2 एसओ 4 + 6е एस 0 - मध्यम गतिविधि की धातुओं के साथ

SO 2 - कम सक्रिय धातुओं के साथ

NH 3 (NH 4 NO 3) - सक्रिय धातुओं के साथ

एचएनओ 3 + 4,5e एन 2 ओ, एन 2 - मध्यम गतिविधि की धातुओं के साथ

नहीं - कम सक्रिय धातुओं के साथ

एचएनओ 3 (संक्षिप्त) - संख्या 2 - किसी भी गतिविधि की धातुओं के साथ।

यदि धातुओं में परिवर्तनशील संयोजकता होती है, तो समूह I अम्लों के साथ धातुएँ निम्नतम धनात्मक ऑक्सीकरण अवस्था प्राप्त करती हैं: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+। समूह II एसिड के साथ बातचीत करते समय, ऑक्सीकरण अवस्था +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+ होती है, जबकि हाइड्रोजन कभी नहीं निकलती है।

कुछ धातुएँ (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, आदि) प्रबल अम्लों के विलयन में ऑक्सीकृत होकर, एक सघन ऑक्साइड फिल्म से ढक जाती हैं, जो धातु को और अधिक विघटन (निष्क्रियता) से बचाती है, लेकिन गर्म करने पर ऑक्साइड फिल्म घुल जाती है, और प्रतिक्रिया आगे बढ़ती है।

सकारात्मक इलेक्ट्रोड क्षमता वाली खराब घुलनशील धातुएं मजबूत ऑक्सीडेंट की उपस्थिति में समूह I एसिड में घुल सकती हैं।

धातुओं का अर्थ है तत्वों का एक समूह, जिसे सरलतम पदार्थों के रूप में प्रस्तुत किया जाता है। उनके पास विशिष्ट गुण हैं, अर्थात् उच्च विद्युत और तापीय चालकता, प्रतिरोध का सकारात्मक तापमान गुणांक, उच्च लचीलापन और धात्विक चमक।

ध्यान दें कि अब तक जिन 118 रासायनिक तत्वों की खोज की गई है, उनमें धातुओं में शामिल होना चाहिए:

• क्षारीय पृथ्वी धातुओं के समूह में 6 तत्व हैं;
• क्षार धातुओं में 6 तत्व होते हैं;
• संक्रमण धातुओं के बीच 38;
• हल्की धातुओं के समूह में 11;
• अर्धधातुओं में 7 तत्व होते हैं,
• 14 लैन्थेनाइड और लैन्थेनम के बीच में,
• 14 एक्टिनाइड्स और एनीमोन के समूह में,
• बेरिलियम और मैग्नीशियम परिभाषा से बाहर हैं।

इसके आधार पर 96 तत्व धातुओं के हैं। आइए देखें कि धातु किसके साथ प्रतिक्रिया करती है। चूंकि अधिकांश धातुओं में बाहरी इलेक्ट्रॉनिक स्तर पर 1 से 3 तक इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या होती है, इसलिए उनकी अधिकांश प्रतिक्रियाओं में वे कम करने वाले एजेंटों के रूप में कार्य कर सकते हैं (अर्थात, वे अपने इलेक्ट्रॉनों को अन्य तत्वों को दान करते हैं)।

सबसे सरल तत्वों के साथ प्रतिक्रियाएं

• सोना और प्लेटिनम को छोड़कर, सभी धातुएं ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। यह भी ध्यान दें कि उच्च तापमान पर प्रतिक्रिया चांदी के साथ होती है, लेकिन सामान्य तापमान पर सिल्वर (II) ऑक्साइड नहीं बनता है। धातु के गुणों के आधार पर, ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप, ऑक्साइड, सुपरऑक्साइड और पेरोक्साइड बनते हैं।

यहाँ प्रत्येक रासायनिक शिक्षा के उदाहरण दिए गए हैं:

1. लिथियम ऑक्साइड - 4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2. पोटेशियम सुपरऑक्साइड - के + ओ 2 = केओ 2;
3. सोडियम पेरोक्साइड - 2Na + O 2 = Na 2 O 2।

पेरोक्साइड से ऑक्साइड प्राप्त करने के लिए, इसे उसी धातु से कम किया जाना चाहिए। उदाहरण के लिए, Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O। कम गतिविधि और मध्यम धातुओं के साथ, एक समान प्रतिक्रिया केवल गर्म होने पर ही होगी, उदाहरण के लिए: 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4।

• धातुएं केवल सक्रिय धातुओं के साथ नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया कर सकती हैं, हालांकि, केवल लिथियम कमरे के तापमान पर बातचीत कर सकता है, नाइट्राइड बनाता है - 6Li + N 2 = 2Li 3 N, हालांकि, गर्म होने पर, ऐसी रासायनिक प्रतिक्रिया होती है 2Al + N 2 = 2AlN, 3Ca + एन 2 = सीए 3 एन 2।
• सोने और प्लैटिनम को छोड़कर, बिल्कुल सभी धातुएं सल्फर के साथ-साथ ऑक्सीजन के साथ भी प्रतिक्रिया करती हैं। ध्यान दें कि लोहा केवल सल्फर के साथ गर्म होने पर ही परस्पर क्रिया कर सकता है, जिससे सल्फाइड बनता है: Fe + S = FeS
• केवल सक्रिय धातुएँ ही हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया कर सकती हैं। इनमें बेरिलियम को छोड़कर समूह IA और IIA की धातुएँ शामिल हैं। ऐसी प्रतिक्रियाएं केवल गर्म होने पर ही हो सकती हैं, जिससे हाइड्राइड बनते हैं।

  चूंकि हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था को 1 माना जाता है, इस मामले में धातुएं कम करने वाले एजेंटों के रूप में कार्य करती हैं: 2Na + H 2 = 2NaH।

• सबसे सक्रिय धातुएं भी कार्बन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। इस प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप एसिटिलेनाइड्स या मेथेनाइड्स बनते हैं।

विचार करें कि कौन सी धातुएं पानी के साथ प्रतिक्रिया करती हैं और इस प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप वे क्या देती हैं? एसिटिलीन, पानी के साथ बातचीत करते समय, एसिटिलीन देगा, और मीथेन मेथेनाइड्स के साथ पानी की प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप प्राप्त होगा। इन प्रतिक्रियाओं के कुछ उदाहरण यहां दिए गए हैं:

1. एसिटिलीन - 2Na + 2C = Na 2 C 2;
2. मीथेन - Na 2 C 2 + 2H 2 O = 2NaOH + C 2 H 2।

धातुओं के साथ अम्लों की अभिक्रिया

धातुएं भी विभिन्न तरीकों से अम्लों के साथ प्रतिक्रिया कर सकती हैं। केवल वे धातुएँ सभी अम्लों के साथ प्रतिक्रिया करती हैं जो धातुओं की हाइड्रोजन से विद्युत रासायनिक गतिविधि की पंक्ति में हैं।

यहाँ एक प्रतिस्थापन प्रतिक्रिया का एक उदाहरण है जो दर्शाता है कि धातुएँ किसके साथ प्रतिक्रिया करती हैं। दूसरे तरीके से, ऐसी प्रतिक्रिया को रेडॉक्स कहा जाता है: एमजी + 2 एचसीएल = एमजीसीएल 2 + एच 2 ^।

कुछ एसिड हाइड्रोजन के बाद धातुओं के साथ भी बातचीत कर सकते हैं: Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O।

ध्यान दें कि इस तरह का पतला एसिड उपरोक्त शास्त्रीय योजना के अनुसार धातु के साथ प्रतिक्रिया कर सकता है: एमजी + एच 2 एसओ 4 = एमजीएसओ 4 + एच 2 ^।

यदि डीआई मेंडेलीव के तत्वों की आवर्त सारणी में हम बेरिलियम से एस्टैटिन तक एक विकर्ण खींचते हैं, तो विकर्ण के नीचे बाईं ओर धातु तत्व होंगे (इनमें साइड उपसमूह के तत्व भी शामिल हैं, नीले रंग में हाइलाइट किए गए हैं), और ऊपर दाईं ओर - अधातु तत्व (पीला हाइलाइट किया गया)। विकर्ण के पास स्थित तत्व - सेमीमेटल्स या मेटलॉयड्स (बी, सी, जीई, एसबी, आदि) में एक दोहरा चरित्र होता है (गुलाबी रंग में हाइलाइट किया जाता है)।

जैसा कि आप चित्र से देख सकते हैं, अधिकांश तत्व धातु हैं।

अपनी रासायनिक प्रकृति से, धातुएं रासायनिक तत्व होते हैं जिनके परमाणु बाहरी या पूर्व-बाह्य ऊर्जा स्तर से इलेक्ट्रॉनों को दान करते हैं, इस प्रकार सकारात्मक चार्ज आयन बनाते हैं।

बाहरी ऊर्जा स्तर पर लगभग सभी धातुओं में अपेक्षाकृत बड़ी त्रिज्या और इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (1 से 3 तक) होती है। धातुओं को वैद्युतीयऋणात्मकता के निम्न मूल्यों और गुणों को कम करने की विशेषता है।

सबसे विशिष्ट धातुएं आवर्त की शुरुआत (दूसरे से शुरू) में स्थित होती हैं, आगे बाएं से दाएं, धातु के गुण कमजोर हो जाते हैं। समूह में ऊपर से नीचे तक धात्विक गुणों में वृद्धि होती है, क्योंकि परमाणुओं की त्रिज्या बढ़ जाती है (ऊर्जा स्तरों की संख्या में वृद्धि के कारण)। इससे तत्वों की इलेक्ट्रोनगेटिविटी (इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की क्षमता) में कमी आती है और कम करने वाले गुणों (रासायनिक प्रतिक्रियाओं में अन्य परमाणुओं को इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता) में वृद्धि होती है।

ठेठधातुएं एस-तत्व हैं (ली से एफआर तक आईए-समूह के तत्व। पीए-समूह के तत्व एमजी से रा तक)। उनके परमाणुओं का सामान्य इलेक्ट्रॉनिक सूत्र ns 1-2 है। वे क्रमशः ऑक्सीकरण राज्यों + I और + II द्वारा विशेषता हैं।

विशिष्ट धातु परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (1-2) इन इलेक्ट्रॉनों के मामूली नुकसान और मजबूत कम करने वाले गुणों की अभिव्यक्ति का सुझाव देती है, जो इलेक्ट्रोनगेटिविटी के निम्न मूल्यों को दर्शाती है। इसलिए, विशिष्ट धातुओं को प्राप्त करने के रासायनिक गुण और तरीके सीमित हैं।

विशिष्ट धातुओं की एक विशिष्ट विशेषता उनके परमाणुओं की अधातु परमाणुओं के साथ धनायन और आयनिक रासायनिक बंधन बनाने की प्रवृत्ति है। गैर-धातुओं के साथ विशिष्ट धातुओं के यौगिक आयनिक क्रिस्टल होते हैं "गैर-धातु का धातु धनायन", उदाहरण के लिए K + Br -, Ca 2+ O 2-। विशिष्ट धातुओं के धनायन भी जटिल आयनों वाले यौगिकों में शामिल होते हैं - हाइड्रॉक्साइड और लवण, उदाहरण के लिए, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-।

आवर्त सारणी Be-Al-Ge-Sb-Po में उभयचरता का एक विकर्ण बनाने वाले A-समूह की धातुएं, साथ ही आसन्न धातुएं (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) आमतौर पर धात्विक गुणों का प्रदर्शन नहीं करती हैं। उनके परमाणुओं का सामान्य इलेक्ट्रॉनिक सूत्र एनएस 2 एनपी 0-4 ऑक्सीकरण राज्यों की एक बड़ी विविधता का सुझाव देता है, अपने स्वयं के इलेक्ट्रॉनों को धारण करने की अधिक क्षमता, उनकी अपवर्तक क्षमता में क्रमिक कमी और ऑक्सीकरण क्षमता की उपस्थिति, विशेष रूप से उच्च ऑक्सीकरण राज्यों में (विशिष्ट उदाहरण यौगिक Tl III, Pb IV, Bi v) हैं। . एक समान रासायनिक व्यवहार अधिकांश के लिए विशिष्ट है (डी-तत्व, यानी, आवर्त सारणी के बी-समूह के तत्व (विशिष्ट उदाहरण उभयचर तत्व सीआर और जेडएन हैं)।

धात्विक (मूल) और अधात्विक दोनों गुणों के द्वैत (उभयधर्मिता) की यह अभिव्यक्ति रासायनिक बंधन की प्रकृति के कारण है। ठोस अवस्था में, गैर-धातुओं के साथ असामान्य धातुओं के यौगिकों में मुख्य रूप से सहसंयोजक बंधन होते हैं (लेकिन गैर-धातुओं के बीच के बंधनों की तुलना में कम मजबूत)। समाधान में, ये बंधन आसानी से टूट जाते हैं, और यौगिक आयनों (पूरे या आंशिक रूप से) में अलग हो जाते हैं। उदाहरण के लिए, गैलियम धातु में Ga 2 अणु होते हैं, ठोस अवस्था में एल्यूमीनियम और पारा (II) क्लोराइड AlCl 3 और HgCl 2 में दृढ़ता से सहसंयोजक बंधन होते हैं, लेकिन AlCl 3 के घोल में यह लगभग पूरी तरह से अलग हो जाता है, और HgCl 2 - से एक बहुत कम मात्रा में (और फिर आयनों НgСl + और Сl -) पर।

धातुओं के सामान्य भौतिक गुण

क्रिस्टल जाली में मुक्त इलेक्ट्रॉनों ("इलेक्ट्रॉन गैस") की उपस्थिति के कारण, सभी धातुएं निम्नलिखित विशिष्ट सामान्य गुण प्रदर्शित करती हैं:

1) प्लास्टिक- आसानी से आकार बदलने की क्षमता, तार में खींचा जाना, पतली चादरों में लुढ़कना।

2) धातु आभाऔर अस्पष्टता। यह धातु पर आपतित प्रकाश के साथ मुक्त इलेक्ट्रॉनों की अन्योन्य क्रिया के कारण होता है।

3) विद्युत चालकता... यह एक छोटे से संभावित अंतर के प्रभाव में नकारात्मक से सकारात्मक ध्रुव तक मुक्त इलेक्ट्रॉनों के दिशात्मक आंदोलन द्वारा समझाया गया है। गर्म करने पर विद्युत चालकता कम हो जाती है, क्योंकि तापमान में वृद्धि के साथ, क्रिस्टल जाली के नोड्स में परमाणुओं और आयनों का कंपन तेज हो जाता है, जो "इलेक्ट्रॉन गैस" के दिशात्मक आंदोलन को जटिल बनाता है।

4) ऊष्मीय चालकता।यह मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उच्च गतिशीलता के कारण होता है, जिसके कारण धातु के द्रव्यमान पर तापमान का तेजी से बराबरी होता है। बिस्मथ और पारा में सबसे अधिक तापीय चालकता होती है।

5) कठोरता।सबसे कठिन क्रोम है (कांच को काटता है); सबसे नरम - क्षार धातु - पोटेशियम, सोडियम, रूबिडियम और सीज़ियम - को चाकू से काटा जाता है।

6) घनत्व।धातु का परमाणु द्रव्यमान जितना छोटा होता है और परमाणु की त्रिज्या जितनी बड़ी होती है, वह उतना ही छोटा होता है। सबसे हल्का लिथियम है (ρ = 0.53 ग्राम / सेमी 3); सबसे भारी ऑस्मियम (ρ = 22.6 g/cm3) है। 5 ग्राम / सेमी 3 से कम घनत्व वाली धातुओं को "हल्की धातु" माना जाता है।

7) गलनांक और क्वथनांक।सबसे कम पिघलने वाली धातु पारा (गलनांक = -39 ° C) है, सबसे दुर्दम्य धातु टंगस्टन (गलनांक = 3390 ° C) है। टी ° pl के साथ धातु। 1000 डिग्री सेल्सियस से ऊपर अपवर्तक माना जाता है, नीचे - कम पिघलने।

धातुओं के सामान्य रासायनिक गुण

प्रबल अपचायक: Me 0 - nē → Me n +

कई तनाव जलीय घोलों में रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में धातुओं की तुलनात्मक गतिविधि की विशेषता रखते हैं।

I. अधातुओं के साथ धातुओं की अभिक्रिया

1) ऑक्सीजन के साथ:
2एमजी + ओ 2 → 2एमजीओ

2) ग्रे के साथ:
एचजी + एस → एचजीएस

3) हैलोजन के साथ:
नी + सीएल 2 - टी ° → NiCl 2

4) नाइट्रोजन के साथ:
3सीए + एन 2 - टी ° → सीए 3 एन 2

5) फास्फोरस के साथ:
3सीए + 2पी - टी ° → सीए 3 पी 2

6) हाइड्रोजन के साथ (केवल क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएँ प्रतिक्रिया करती हैं):
2Li + H 2 → 2LiH

सीए + एच 2 → सीएएच 2

द्वितीय. धातुओं की अम्लों के साथ अभिक्रिया

1) एच तक वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में धातुएं गैर-ऑक्सीकरण एसिड को हाइड्रोजन में कम करती हैं:

एमजी + 2एचसीएल → एमजीसीएल 2 + एच 2

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) ऑक्सीकरण एसिड के साथ:

किसी भी सांद्रता के नाइट्रिक एसिड और धातुओं के साथ केंद्रित सल्फ्यूरिक की बातचीत के साथ हाइड्रोजन कभी मुक्त नहीं होता है!

Zn + 2H 2 SO 4 (К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 (К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 (К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4 (k) + 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) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. जल के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया

1) सक्रिय (क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातु) एक घुलनशील आधार (क्षार) और हाइड्रोजन बनाते हैं:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

सीए + 2 एच 2 ओ → सीए (ओएच) 2 + एच 2

2) मध्यम क्रिया वाली धातुएँ ऑक्साइड में गर्म करने पर जल द्वारा ऑक्सीकृत हो जाती हैं:

Zn + H 2 O - t ° → ZnO + H 2

3) निष्क्रिय (Au, Ag, Pt) - प्रतिक्रिया न करें।

चतुर्थ। कम सक्रिय धातुओं का उनके लवणों के विलयन से अधिक सक्रिय धातुओं द्वारा विस्थापन:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4

उद्योग में प्रायः शुद्ध धातुओं का उपयोग नहीं किया जाता है, बल्कि उनके मिश्रणों का प्रयोग किया जाता है - मिश्र, जिसमें एक धातु के लाभकारी गुण दूसरे के लाभकारी गुणों के पूरक होते हैं। इसलिए, तांबे की कठोरता कम होती है और मशीन के पुर्जों के निर्माण के लिए इसका बहुत कम उपयोग होता है, जबकि तांबा-जस्ता मिश्र धातु ( पीतल) पहले से ही काफी ठोस हैं और मैकेनिकल इंजीनियरिंग में व्यापक रूप से उपयोग किए जाते हैं। एल्यूमीनियम में उच्च लचीलापन और पर्याप्त हल्कापन (कम घनत्व) होता है, लेकिन बहुत नरम होता है। इसके आधार पर, मैग्नीशियम, तांबा और मैंगनीज के साथ एक मिश्र धातु तैयार की जाती है - ड्यूरालुमिन (ड्यूरालुमिन), जो एल्यूमीनियम के उपयोगी गुणों को खोए बिना, उच्च कठोरता प्राप्त करता है और विमान निर्माण में उपयुक्त हो जाता है। कार्बन के साथ लोहे के मिश्र (और अन्य धातुओं के योजक) व्यापक रूप से जाने जाते हैं कच्चा लोहातथा स्टील।

मुक्त धातु हैं अपचायक कारक।हालांकि, कुछ धातुओं की प्रतिक्रियाशीलता कम होती है क्योंकि वे लेपित होती हैं सतह ऑक्साइड फिल्म, अलग-अलग डिग्री में, पानी, एसिड और क्षार के घोल जैसे रसायनों की क्रिया के लिए प्रतिरोधी।

उदाहरण के लिए, सीसा हमेशा एक ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है; समाधान में इसके संक्रमण के लिए, न केवल एक अभिकर्मक (उदाहरण के लिए, पतला नाइट्रिक एसिड) की कार्रवाई की आवश्यकता होती है, बल्कि हीटिंग भी होती है। एल्यूमीनियम पर ऑक्साइड फिल्म इसे पानी के साथ प्रतिक्रिया करने से रोकती है, लेकिन एसिड और क्षार द्वारा नष्ट कर दी जाती है। ढीली ऑक्साइड फिल्म (जंग), नम हवा में लोहे की सतह पर बनता है, लोहे के आगे ऑक्सीकरण में हस्तक्षेप नहीं करता है।

प्रभाव में केंद्रितधातुओं पर अम्ल बनते हैं नियमितऑक्साइड फिल्म। इस घटना को कहा जाता है निष्क्रियता... तो, एकाग्र में सल्फ्यूरिक एसिड Be, Bi, Co, Fe, Mg और Nb जैसी धातुएं निष्क्रिय हो जाती हैं (और फिर एसिड के साथ प्रतिक्रिया नहीं करती हैं), और धातु A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb सांद्र नाइट्रिक एसिड में। गु और यू.

अम्लीय समाधानों में ऑक्सीडेंट के साथ बातचीत करते समय, अधिकांश धातुएं धनायनों में परिवर्तित हो जाती हैं, जिनमें से आवेश यौगिकों (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ और Fe 3) में दिए गए तत्व की स्थिर ऑक्सीकरण अवस्था द्वारा निर्धारित किया जाता है। +)

एक अम्लीय घोल में धातुओं की घटती गतिविधि वोल्टेज की एक श्रृंखला द्वारा प्रेषित होती है। अधिकांश धातुओं को हाइड्रोक्लोरिक और पतला सल्फ्यूरिक एसिड के साथ एक समाधान में परिवर्तित किया जाता है, लेकिन Cu, Ag और Hg - केवल सल्फ्यूरिक (केंद्रित) और नाइट्रिक एसिड, और Pt और Au - "एक्वा रेजिया"।

धातुओं का क्षरण

धातुओं का एक अवांछनीय रासायनिक गुण उनका पानी के संपर्क में आने पर और उसमें घुली ऑक्सीजन के प्रभाव में उनका सक्रिय विनाश (ऑक्सीकरण) है। (ऑक्सीजन क्षरण)।उदाहरण के लिए, पानी में लोहे के उत्पादों के क्षरण को व्यापक रूप से जाना जाता है, जिसके परिणामस्वरूप जंग का निर्माण होता है और उत्पादों को पाउडर में बदल दिया जाता है।

धातुओं का क्षरण जल में घुली हुई गैसों CO2 और SO2 की उपस्थिति के कारण भी होता है; एक अम्लीय वातावरण बनाया जाता है, और हाइड्रोजन एच 2 के रूप में सक्रिय धातुओं द्वारा एच + धनायनों को विस्थापित किया जाता है ( हाइड्रोजन जंग).

दो असमान धातुओं के संपर्क का स्थान ( संपर्क जंग)।एक धातु, जैसे Fe, और दूसरी धातु, जैसे Sn या Cu, को पानी में रखने के बीच एक गैल्वेनिक जोड़ी उत्पन्न होती है। इलेक्ट्रॉनों का प्रवाह अधिक सक्रिय धातु से जाता है, जो वोल्टेज (Fe) की श्रृंखला में बाईं ओर होता है, कम सक्रिय धातु (Sn, Cu) तक, और अधिक सक्रिय धातु नष्ट हो जाती है (संक्षारकित)।

यह इस वजह से है कि नम वातावरण में संग्रहीत और लापरवाही से संभालने पर डिब्बे (टिन-लेपित लोहे) की टिन की सतह जंग खा जाती है (कम से कम एक छोटी सी खरोंच की उपस्थिति के बाद लोहा जल्दी से गिर जाता है जो लोहे को नमी के संपर्क में आने की अनुमति देता है) ) इसके विपरीत, लोहे की बाल्टी की गैल्वनाइज्ड सतह लंबे समय तक जंग नहीं करती है, क्योंकि खरोंच की उपस्थिति में भी यह लोहा नहीं होता है, लेकिन जस्ता (लोहे की तुलना में अधिक सक्रिय धातु) होता है।

किसी दिए गए धातु के लिए संक्षारण प्रतिरोध तब बढ़ जाता है जब उस पर अधिक सक्रिय धातु का लेप लगाया जाता है या जब वे फ्यूज हो जाते हैं; इस प्रकार, क्रोमियम के साथ लोहे को चढ़ाना या लौह-क्रोमियम मिश्र धातु बनाना लोहे के क्षरण को समाप्त करता है। क्रोमियम-प्लेटेड आयरन और स्टील जिसमें क्रोमियम होता है ( स्टेनलेस स्टील), उच्च संक्षारण प्रतिरोध है।

विद्युत धातु विज्ञान, यानी, पिघलने (सबसे सक्रिय धातुओं के लिए) या नमक के घोल के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा धातु प्राप्त करना;

पायरोमेटलर्जी, यानी, उच्च तापमान पर अयस्कों से धातुओं की वसूली (उदाहरण के लिए, ब्लास्ट फर्नेस में लोहे का उत्पादन);

जलधातु विज्ञान, यानी, अधिक सक्रिय धातुओं के साथ धातुओं को उनके लवण के घोल से अलग करना (उदाहरण के लिए, जस्ता, लोहा या एल्यूमीनियम की क्रिया द्वारा CuSO 4 के घोल से तांबा प्राप्त करना)।

मूल धातुएं कभी-कभी प्रकृति में पाई जाती हैं (विशिष्ट उदाहरण एजी, एयू, पीटी, एचजी हैं), लेकिन अधिकतर धातुएं यौगिकों के रूप में होती हैं ( धात्विक अयस्क) पृथ्वी की पपड़ी में व्यापकता के संदर्भ में, धातुएँ भिन्न हैं: सबसे आम से - अल, ना, सीए, फ़े, एमजी, के, टीआई) से लेकर दुर्लभ - बीआई, इन, एजी, एयू, पीटी, रे।