Chemische Eigenschaften von Metallreaktionen. Womit reagieren Metalle?

Das erste Material, das die Menschen für ihre Bedürfnisse zu nutzen lernten, war Stein. Als sich der Mensch jedoch später der Eigenschaften von Metallen bewusst wurde, rückte der Stein weit in den Hintergrund. Es sind diese Stoffe und ihre Legierungen, die in den Händen der Menschen zum wichtigsten und wichtigsten Material geworden sind. Daraus wurden Haushaltsgegenstände und Werkzeuge hergestellt und Räumlichkeiten gebaut. Daher werden wir in diesem Artikel untersuchen, was Metalle sind. allgemeine Charakteristiken, dessen Eigenschaften und Anwendung bis heute so relevant sind. Immerhin buchstäblich direkt danach Steinzeit gefolgt von einer ganzen Galaxie aus Metallen: Kupfer, Bronze und Eisen.

Metalle: allgemeine Eigenschaften

Was vereint alle Vertreter dieser einfachen Stoffe? Das ist natürlich ihre Struktur Kristallgitter, Arten chemischer Bindungen und Merkmale elektronische Struktur Atom. Schließlich liegt hier die Charakteristik physikalische Eigenschaften, die der menschlichen Nutzung dieser Materialien zugrunde liegen.

Betrachten wir zunächst Metalle als chemische Elemente Periodensystem. Darin sind sie ziemlich frei angeordnet und nehmen 95 von 115 heute bekannten Zellen ein. Es gibt mehrere Merkmale ihrer Position im Gesamtsystem:

• Sie bilden die Hauptuntergruppen der Gruppen I und II sowie III, beginnend mit Aluminium.
• Alle Nebenuntergruppen bestehen nur aus Metallen.
• Sie liegen unterhalb der herkömmlichen Diagonale von Bor zu Astat.

Anhand dieser Daten ist leicht zu erkennen, dass sich im oberen rechten Teil des Systems Nichtmetalle sammeln und der Rest des Raums zu den Elementen gehört, die wir betrachten.

Alle von ihnen weisen mehrere Merkmale der elektronischen Struktur des Atoms auf:

Die allgemeinen Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen ermöglichen es, Muster in ihrer Struktur zu erkennen. Daher ist das Kristallgitter des ersteren metallisch und besonders. Seine Knoten enthalten verschiedene Arten von Partikeln:

• Ionen;
• Atome;
• Elektronen.

Im Inneren sammelt sich eine gemeinsame Wolke namens Elektronengas an, die alle physikalischen Eigenschaften dieser Substanzen erklärt. Die Art der chemischen Bindung ist bei Metallen dieselbe.

Physikalische Eigenschaften

Es gibt eine Reihe von Parametern, die alle Metalle vereinen. Ihre allgemeinen Eigenschaften hinsichtlich der physikalischen Eigenschaften sehen folgendermaßen aus.

Die aufgeführten Parameter sind die allgemeinen Eigenschaften von Metallen, also alles, was sie zu einer großen Familie vereint. Es sollte jedoch klar sein, dass es zu jeder Regel Ausnahmen gibt. Darüber hinaus gibt es zu viele Elemente dieser Art. Daher gibt es auch innerhalb der Familie selbst Einteilungen in verschiedene Gruppen, auf die wir im Folgenden eingehen und für die wir die charakteristischen Merkmale angeben.

Chemische Eigenschaften

Aus Sicht der Chemie sind alle Metalle Reduktionsmittel. Darüber hinaus sehr stark. Je weniger Elektronen sich in der äußeren Ebene befinden und je größer der Atomradius ist, desto stärker ist das Metall nach diesem Parameter.

Dadurch können Metalle reagieren mit:

Es ist nur allgemeine Überprüfung chemische Eigenschaften. Schließlich sind sie für jede Gruppe von Elementen rein individuell.

Erdalkalimetalle

Die allgemeinen Eigenschaften von Erdalkalimetallen sind wie folgt:

Daher sind Erdalkalimetalle häufige Elemente der S-Familie, die eine hohe chemische Aktivität aufweisen und starke Reduktionsmittel sowie wichtige Teilnehmer an biologischen Prozessen im Körper sind.

Alkali Metalle

Allgemeine Merkmale beginnen mit ihrem Namen. Sie erhielten es wegen seiner Fähigkeit, sich in Wasser aufzulösen und dabei Alkalien – ätzende Hydroxide – zu bilden. Reaktionen mit Wasser sind sehr heftig, manchmal mit Entzündungen. Diese Stoffe kommen in der Natur nicht in freier Form vor, da ihre chemische Aktivität zu hoch ist. Sie reagieren mit Luft, Wasserdampf, Nichtmetallen, Säuren, Oxiden und Salzen, also mit fast allem.

Dies wird durch ihre elektronische Struktur erklärt. Auf der äußeren Ebene gibt es nur ein Elektron, das sie leicht abgeben. Dies sind die stärksten Reduktionsmittel, weshalb sie verwendet werden reiner Form es hat genug gedauert lange Zeit. Dies gelang erstmals Humphry Davy bereits im 18. Jahrhundert durch Elektrolyse von Natriumhydroxid. Jetzt werden alle Vertreter dieser Gruppe mit dieser Methode abgebaut.

Ein allgemeines Merkmal von Alkalimetallen ist, dass sie die erste Gruppe, die Hauptuntergruppe des Periodensystems, bilden. Sie alle sind wichtige Elemente, die viele wertvolle natürliche Verbindungen bilden, die der Mensch nutzt.

Allgemeine Eigenschaften von Metallen der d- und f-Familien

Zu dieser Gruppe von Elementen gehören alle Elemente, deren Oxidationsstufen variieren können. Das bedeutet, dass das Metall je nach Bedingungen sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel wirken kann. Solche Elemente haben eine große Reaktionsfähigkeit. Darunter sind eine Vielzahl amphoterer Substanzen.

Der gebräuchliche Name für alle diese Atome ist Übergangselemente. Sie haben es erhalten, weil sie hinsichtlich ihrer Eigenschaften wirklich in der Mitte zwischen typischen Metallen der S-Familie und Nichtmetallen der P-Familie liegen.

Die allgemeinen Eigenschaften von Übergangsmetallen implizieren die Bezeichnung ihrer ähnlichen Eigenschaften. Sie sind wie folgt:

• eine große Anzahl von Elektronen in der äußeren Ebene;
• großer Atomradius;
• mehrere Oxidationsstufen (von +3 bis +7);
• befinden sich auf der d- oder f-Unterebene;
• Formular 4-6 lange Zeiträume Systeme.

Als einfache Stoffe sind die Metalle dieser Gruppe sehr fest, formbar und formbar und daher von großer industrieller Bedeutung.

Nebenuntergruppen des Periodensystems

Die allgemeinen Eigenschaften der Metalle der Nebenuntergruppen stimmen vollständig mit denen der Übergangsmetalle überein. Und das ist nicht verwunderlich, denn im Wesentlichen sind sie genau dasselbe. Es ist nur so, dass die Nebenuntergruppen des Systems genau von Vertretern der d- und f-Familien, also Übergangsmetallen, gebildet werden. Daher können wir sagen, dass diese Konzepte Synonyme sind.

Die aktivsten und wichtigsten von ihnen sind die ersten 10 Vertreter von Scandium bis Zink. Sie alle sind von großer industrieller Bedeutung und werden häufig von Menschen genutzt, insbesondere zum Schmelzen.

Legierungen

Die allgemeinen Eigenschaften von Metallen und Legierungen ermöglichen es zu verstehen, wo und wie diese Stoffe eingesetzt werden können. Solche Verbindungen haben in den letzten Jahrzehnten große Veränderungen erfahren, da neue Zusatzstoffe entdeckt und synthetisiert wurden, um ihre Qualität zu verbessern.

Die bekanntesten Legierungen sind heute:

• Messing;
• Duraluminium;
• Gusseisen;
• Stahl;
• Bronze;
• wird gewinnen;
• Nichrom und andere.

Was ist eine Legierung? Hierbei handelt es sich um eine Metallmischung, die durch Schmelzen dieser in speziellen Ofenvorrichtungen gewonnen wird. Dies geschieht, um ein Produkt mit überlegenen Eigenschaften zu erhalten reine Substanzen, es bilden.

Vergleich der Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen

Wenn wir über allgemeine Eigenschaften sprechen, unterscheiden sich die Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen in einem ganz wesentlichen Punkt: Bei letzteren ist es unmöglich, ähnliche Merkmale zu unterscheiden, da sie sich in ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften stark unterscheiden.

Daher ist es unmöglich, eine ähnliche Eigenschaft für Nichtmetalle zu erstellen. Sie können die Vertreter jeder Gruppe nur einzeln betrachten und ihre Eigenschaften beschreiben.

Charakteristische chemische Eigenschaften einfacher Stoffe - Metalle

Die meisten chemischen Elemente werden als Metalle klassifiziert – 92 von 114 bekannten Elementen. Metalle- Dies sind chemische Elemente, deren Atome Elektronen aus der äußeren (und einige aus der äußeren) Elektronenschicht abgeben und sich in positive Ionen verwandeln. Diese Eigenschaft von Metallatomen wird bestimmt durch dass sie relativ große Radien und eine geringe Elektronenzahl haben(meistens 1 bis 3 auf der Außenschicht). Die einzigen Ausnahmen sind 6 Metalle: Germanium-, Zinn- und Bleiatome auf der äußeren Schicht haben 4 Elektronen, Antimon- und Wismutatome - 5, Poloniumatome - 6. Bei Metallatomen gekennzeichnet durch kleine Elektronegativitätswerte(von 0,7 bis 1,9) und ausschließlich restaurative Eigenschaften, also die Fähigkeit, Elektronen abzugeben. Im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev befinden sich Metalle sowohl unterhalb als auch oberhalb der Bor-Astat-Diagonale in sekundären Untergruppen. In den Perioden und Hauptuntergruppen gibt es bekannte Muster in den Veränderungen der metallischen und damit reduzierenden Eigenschaften der Atome der Elemente.

Chemische Elemente in der Nähe der Bor-Astat-Diagonale (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb usw.) haben duale Eigenschaften: In einigen ihrer Verbindungen verhalten sie sich wie Metalle, in anderen weisen sie die Eigenschaften von Nichtmetallen auf. In sekundären Untergruppen nehmen die reduzierenden Eigenschaften von Metallen meist mit zunehmender Ordnungszahl ab.

Vergleichen Sie die Aktivität der Metalle der Gruppe I der Ihnen bekannten sekundären Untergruppe: Cu, Ag, Au; Gruppe II der sekundären Untergruppe: Zn, Cd, Hg – und Sie werden es selbst sehen. Dies lässt sich dadurch erklären, dass die Stärke der Bindung zwischen den Valenzelektronen und dem Kern in den Atomen dieser Metalle maßgeblich von der Größe der Kernladung und nicht vom Radius des Atoms beeinflusst wird. Die Kernladung nimmt deutlich zu und die Anziehungskraft von Elektronen auf den Kern nimmt zu. In diesem Fall nimmt der Atomradius zwar zu, ist aber nicht so signifikant wie bei den Metallen der Hauptuntergruppen.

Einfache Substanzen, die aus chemischen Elementen – Metallen – bestehen, und komplexe metallhaltige Substanzen spielen eine wichtige Rolle im mineralischen und organischen „Leben“ der Erde. Es genügt, sich daran zu erinnern, dass Atome (Ionen) metallischer Elemente sind Bestandteil Verbindungen, die den Stoffwechsel im menschlichen Körper und bei Tieren bestimmen. Im menschlichen Blut kommen beispielsweise 76 Elemente vor, von denen nur 14 keine Metalle sind.

Im menschlichen Körper sind einige Metallelemente (Kalzium, Kalium, Natrium, Magnesium) in großen Mengen vorhanden, d. h. sie sind Makroelemente. Und Metalle wie Chrom, Mangan, Eisen, Kobalt, Kupfer, Zink, Molybdän sind in geringen Mengen vorhanden, also Spurenelemente. Wenn eine Person 70 kg wiegt, enthält ihr Körper (in Gramm): Kalzium – 1700, Kalium – 250, Natrium – 70, Magnesium – 42, Eisen – 5, Zink – 3. Alle Metalle sind äußerst wichtig, gesundheitliche Probleme entstehen und mit ihrem Mangel und mit ihrem Übermaß.

Natriumionen regulieren beispielsweise den Wassergehalt im Körper und die Übertragung von Nervenimpulsen. Sein Mangel führt zu Kopfschmerzen, Schwäche, Gedächtnisstörungen und Appetitlosigkeit, und ein Überschuss führt zu erhöhtem Blutdruck, Bluthochdruck und Herzerkrankungen.

Einfache Stoffe – Metalle

Die Entstehung der Zivilisation (Bronzezeit, Eisenzeit) ist mit der Entwicklung der Produktion von Metallen (einfache Stoffe) und Legierungen verbunden. Die wissenschaftliche und technologische Revolution, die vor etwa 100 Jahren begann, betraf sowohl die Industrie als auch soziale Sphäre, ist auch eng mit der Produktion von Metallen verbunden. Auf der Basis von Wolfram, Molybdän, Titan und anderen Metallen begannen sie, korrosionsbeständige, superharte, feuerfeste Legierungen herzustellen, deren Einsatz die Möglichkeiten des Maschinenbaus erheblich erweiterte. In der Kern- und Raumfahrttechnik werden Wolfram- und Rheniumlegierungen zur Herstellung von Teilen verwendet, die bei Temperaturen bis zu 3000 °C betrieben werden; In der Medizin werden chirurgische Instrumente aus Tantal- und Platinlegierungen sowie einzigartige Keramiken auf Basis von Titan- und Zirkoniumoxiden verwendet.

Und natürlich dürfen wir nicht vergessen, dass die meisten Legierungen das seit langem bekannte Metall Eisen verwenden und die Basis vieler Leichtlegierungen aus relativ „jungen“ Metallen besteht – Aluminium und Magnesium. Verbundwerkstoffe sind zu Supernovae geworden, die beispielsweise aus Polymer oder Keramik bestehen und im Inneren (wie Beton mit Eisenstäben) mit Metallfasern aus Wolfram, Molybdän, Stahl und anderen Metallen und Legierungen verstärkt sind – alles hängt vom gesetzten Ziel und dem Ziel ab Eigenschaften des Materials, die erforderlich sind, um dies zu erreichen. Die Abbildung zeigt ein Diagramm des Kristallgitters von Natriummetall. Darin ist jedes Natriumatom von acht Nachbarn umgeben. Das Natriumatom hat wie alle Metalle viele leere Valenzorbitale und wenige Valenzelektronen. Elektronische Formel des Natriumatoms: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, wobei 3s, 3p, 3d - Valenzorbitale.

Einwertiges Elektron des Natriumatoms 3s 1 kann jedes der neun freien Orbitale besetzen – 3s (eins), 3p (drei) und 3d (fünf), da sie sich im Energieniveau nicht wesentlich unterscheiden. Wenn sich Atome einander nähern und ein Kristallgitter entsteht, überlappen sich die Valenzorbitale benachbarter Atome, wodurch sich Elektronen frei von einem Orbital zum anderen bewegen und Bindungen zwischen allen Atomen des Metallkristalls herstellen. Eine solche chemische Bindung wird als metallisch bezeichnet.

Eine metallische Bindung entsteht durch Elemente, deren Atome auf der äußeren Schicht im Vergleich dazu nur wenige Valenzelektronen haben eine große Anzahläußere Orbitale, die energetisch nahe beieinander liegen. Ihre Valenzelektronen werden nur schwach im Atom gehalten. Die Elektronen, die die Kommunikation durchführen, werden sozialisiert und bewegen sich durch das Kristallgitter des im Allgemeinen neutralen Metalls. Stoffe mit metallischer Bindung zeichnen sich durch metallische Kristallgitter aus, die meist schematisch dargestellt sind, wie in der Abbildung dargestellt. Kationen und Metallatome an den Stellen des Kristallgitters sorgen für dessen Stabilität und Festigkeit (sozialisierte Elektronen werden als kleine schwarze Kugeln dargestellt).

Metallverbindung- Dies ist eine Bindung in Metallen und Legierungen zwischen Metallatomen, die sich an den Knotenpunkten des Kristallgitters befinden und durch gemeinsame Valenzelektronen hergestellt wird. Einige Metalle kristallisieren in zwei oder mehr kristallinen Formen. Diese Eigenschaft von Stoffen, in mehreren kristallinen Modifikationen zu existieren, wird Polymorphismus genannt. Der Polymorphismus einfacher Substanzen wird als Allotropie bezeichnet. Eisen weist beispielsweise vier kristalline Modifikationen auf, die jeweils in einem bestimmten Temperaturbereich stabil sind:

α – stabil bis 768 °C, ferromagnetisch;

β – stabil von 768 bis 910 °C, nicht ferromagnetisch, d. h. paramagnetisch;

γ – stabil von 910 bis 1390 °C, nicht ferromagnetisch, also paramagnetisch;

δ – stabil von 1390 bis 1539 °C (£° pl Eisen), nicht ferromagnetisch.

Zinn hat zwei kristalline Modifikationen:

α – stabil unter 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Das ist graues Blech. Es hat ein diamantartiges Kristallgitter (atomar);

β – stabil über 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Das ist weißes Zinn.

Weißzinn ist ein silberweißes, sehr weiches Metall. Beim Abkühlen unter 13,2 °C zerfällt es zu grauem Pulver, da sein spezifisches Volumen während des Übergangs deutlich zunimmt. Dieses Phänomen wurde „Zinnpest“ genannt.

Sicherlich, besondere Art Chemische Bindungen und die Art des Kristallgitters von Metallen müssen ihre physikalischen Eigenschaften bestimmen und erklären. Was sind Sie? Dies sind metallischer Glanz, Duktilität, hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, ein Anstieg des elektrischen Widerstands mit steigender Temperatur sowie so bedeutende Eigenschaften wie Dichte, hohe Schmelz- und Siedepunkte, Härte, magnetische Eigenschaften. Eine mechanische Einwirkung auf einen Kristall mit einem Metallkristallgitter führt zu einer Verschiebung der Schichten von Ionenatomen relativ zueinander (Abb. 17), und da sich Elektronen durch den Kristall bewegen, kommt es nicht zum Aufbrechen von Bindungen, weshalb Metalle durch größere Moleküle gekennzeichnet sind Plastizität. Ein ähnlicher Effekt führt bei einem Festkörper mit kovalenten Bindungen (einem atomaren Kristallgitter) zum Aufbrechen kovalenter Bindungen. Das Aufbrechen von Bindungen im Ionengitter führt zur gegenseitigen Abstoßung gleich geladener Ionen. Daher sind Stoffe mit atomaren und ionischen Kristallgittern zerbrechlich. Die duktilsten Metalle sind Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Sie lassen sich leicht zu Draht ziehen, können geschmiedet, gepresst oder zu Blechen gerollt werden. Beispielsweise lässt sich aus Gold eine 0,003 mm dicke Goldfolie herstellen und aus 0,5 g dieses Metalls kann ein 1 km langer Faden gezogen werden. Sogar Quecksilber, das bei Raumtemperatur flüssig ist, niedrige Temperaturen Wenn es fest ist, wird es formbar, wie Blei. Nur Bi und Mn besitzen keine Plastizität; sie sind spröde.

Warum haben Metalle einen charakteristischen Glanz und sind gleichzeitig undurchsichtig?

Elektronen, die den interatomaren Raum füllen, werden reflektiert Lichtstrahlen(und sind nicht durchlässig wie Glas), und die meisten Metalle streuen alle Strahlen des sichtbaren Teils des Spektrums gleichmäßig. Daher haben sie eine silberweiße oder graue Farbe. Strontium, Gold und Kupfer absorbieren kurze Wellenlängen (nahe lila Farbe) und reflektieren lange Wellen des Lichtspektrums, daher haben sie hellgelbe, gelbe und „kupferfarbene“ Farben. Allerdings erscheint uns Metall in der Praxis nicht immer wie ein „Lichtkörper“. Erstens kann seine Oberfläche oxidieren und ihren Glanz verlieren. Daher sieht natives Kupfer wie ein grünlicher Stein aus. A Zweitens, und reines Metall glänzt möglicherweise nicht. Sehr dünne Silber- und Goldbleche haben ein völlig unerwartetes Aussehen – sie haben eine bläulich-grüne Farbe. Und feine Metallpulver erscheinen dunkelgrau, sogar schwarz. Silber, Aluminium und Palladium haben das größte Reflexionsvermögen. Sie werden bei der Herstellung von Spiegeln, einschließlich Strahlern, verwendet.

Warum haben Metalle eine hohe elektrische Leitfähigkeit und leiten Wärme?

Chaotisch bewegte Elektronen in einem Metall nehmen unter dem Einfluss einer angelegten elektrischen Spannung eine gerichtete Bewegung an, d. h. sie leiten elektrischen Strom. Mit zunehmender Temperatur des Metalls nehmen die Schwingungsamplituden der Atome und Ionen zu, die sich an den Knotenpunkten des Kristallgitters befinden. Dadurch wird die Bewegung der Elektronen erschwert und die elektrische Leitfähigkeit des Metalls sinkt. Bei niedrigen Temperaturen hingegen wird die Schwingungsbewegung stark reduziert und die elektrische Leitfähigkeit von Metallen steigt stark an. Nahe dem absoluten Nullpunkt haben Metalle praktisch keinen Widerstand; die meisten Metalle weisen Supraleitung auf.

Es ist zu beachten, dass Nichtmetalle mit elektrischer Leitfähigkeit (z. B. Graphit) bei niedrigen Temperaturen hingegen aufgrund des Mangels an freien Elektronen keinen elektrischen Strom leiten. Und erst mit steigender Temperatur und der Zerstörung einiger kovalenter Bindungen beginnt ihre elektrische Leitfähigkeit zu steigen. Silber, Kupfer sowie Gold und Aluminium haben die höchste elektrische Leitfähigkeit; Mangan und Blei und Quecksilber haben die niedrigste.

Am häufigsten ändert sich die Wärmeleitfähigkeit von Metallen nach dem gleichen Muster wie die elektrische Leitfähigkeit. Dies liegt an der hohen Beweglichkeit freier Elektronen, die bei der Kollision mit schwingenden Ionen und Atomen Energie mit diesen austauschen. Die Temperatur wird im gesamten Metallstück ausgeglichen.

Mechanische Festigkeit, Dichte und Schmelzpunkt von Metallen sind sehr unterschiedlich. Darüber hinaus nehmen die Indikatoren dieser Eigenschaften zu, wenn die Anzahl der Elektronen, die Ionenatome verbinden, zunimmt und der interatomare Abstand in Kristallen abnimmt.

Also, Alkali Metalle(Li, K, Na, Rb, Cs), deren Atome haben ein Valenzelektron, weich (mit einem Messer geschnitten), von geringer Dichte (Lithium ist mit p = 0,53 g/cm 3 das leichteste Metall) und schmilzt bei niedrigen Temperaturen (z. B. liegt der Schmelzpunkt von Cäsium bei 29 °C). Das einzige Metall, das unter normalen Bedingungen flüssig ist, ist Quecksilber, das einen Schmelzpunkt von -38,9 °C hat. Calcium, das im äußeren Energieniveau seiner Atome zwei Elektronen besitzt, ist deutlich härter und schmilzt bei höheren Temperaturen. hohe Temperatur(842 °C). Noch haltbarer ist das Kristallgitter aus Scandiumionen, die über drei Valenzelektronen verfügen. Die stärksten Kristallgitter, hohen Dichten und Schmelztemperaturen werden jedoch bei Metallen der sekundären Nebengruppen V, VI, VII, VIII beobachtet. Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass Metalle von Seitenuntergruppen, die ungepaarte Valenzelektronen auf der d-Unterebene haben, durch die Bildung sehr starker kovalenter Bindungen zwischen Atomen zusätzlich zu den metallischen Bindungen gekennzeichnet sind, die durch Elektronen der äußeren Untergruppe durchgeführt werden Schicht aus den s-Orbitalen.

Am meisten Schwermetall - das ist Osmium (Os) mit p = 22,5 g/cm 3 (ein Bestandteil superharter und verschleißfester Legierungen), das feuerfesteste Metall ist Wolfram W mit t = 3420 °C (wird zur Herstellung von Glühlampen verwendet). Filamente), das härteste Metall ist – das ist Cr-Chrom (Kratzglas). Sie gehören zu den Materialien, aus denen Zerspanungswerkzeuge, Bremsbeläge schwerer Maschinen usw. hergestellt werden. Metalle interagieren auf unterschiedliche Weise mit dem Magnetfeld. Metalle wie Eisen, Kobalt, Nickel und Gadolinium zeichnen sich durch ihre Fähigkeit zur starken Magnetisierung aus. Sie werden Ferromagnete genannt. Die meisten Metalle (Alkali- und Erdalkalimetalle sowie ein erheblicher Teil der Übergangsmetalle) sind schwach magnetisiert und behalten diesen Zustand außerhalb eines Magnetfelds nicht bei – sie sind paramagnetisch. Metalle werden herausgedrückt Magnetfeld, - diamagnetische Materialien (Kupfer, Silber, Gold, Wismut).

Bei der Betrachtung der elektronischen Struktur von Metallen haben wir Metalle in Metalle der Hauptuntergruppen (s- und p-Elemente) und Metalle sekundärer Untergruppen (Übergangs-d- und f-Elemente) unterteilt.

In der Technik ist es üblich, Metalle nach verschiedenen physikalischen Eigenschaften zu klassifizieren:

1. Dichte - Licht (S< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Schmelzpunkt – niedrigschmelzend und feuerfest.

Es gibt Klassifizierungen von Metallen basierend auf ihren chemischen Eigenschaften. Als Metalle werden Metalle mit geringer chemischer Aktivität bezeichnet edel(Silber, Gold, Platin und seine Analoga – Osmium, Iridium, Ruthenium, Palladium, Rhodium). Aufgrund der Ähnlichkeit chemischer Eigenschaften werden sie unterschieden alkalisch(Metalle der Hauptnebengruppe der Gruppe I), Erdalkali(Kalzium, Strontium, Barium, Radium) sowie Seltenerdmetalle(Scandium, Yttrium, Lanthan und Lanthaniden, Actinium und Actiniden).

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Metallatome sind relativ einfach Valenzelektronen abgeben und verwandeln sich in positiv geladene Ionen, das heißt, sie werden oxidiert. Das ist die Hauptsache allgemeines Eigentum sowohl Atome als auch einfache Substanzen - Metalle. Metalle sind bei chemischen Reaktionen stets Reduktionsmittel. Die Reduktionsfähigkeit von Atomen einfacher Substanzen – Metallen, die aus chemischen Elementen einer Periode oder einer Hauptuntergruppe des Periodensystems von D. I. Mendelejew bestehen – ändert sich auf natürliche Weise.

Die Reduktionsaktivität eines Metalls bei chemischen Reaktionen, die in wässrigen Lösungen ablaufen, spiegelt sich in seiner Position in der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen wider.

Basierend auf dieser Spannungsreihe können die folgenden wichtigen Schlussfolgerungen über die chemische Aktivität von Metallen in Reaktionen gezogen werden, die in wässrigen Lösungen unter Standardbedingungen (t = 25 °C, p = 1 atm) ablaufen.

· Je weiter links ein Metall in dieser Reihe steht, desto stärker ist das Reduktionsmittel.

· Jedes Metall ist in der Lage, die in der Spannungsreihe nach ihm (rechts) folgenden Metalle aus gelösten Salzen zu verdrängen (zu reduzieren).

· Metalle in der Spannungsreihe links von Wasserstoff sind in der Lage, diesen aus gelösten Säuren zu verdrängen

· Metalle, die die stärksten Reduktionsmittel sind (Alkali und Erdalkali), reagieren in jeder wässrigen Lösung hauptsächlich mit Wasser.

Die aus der elektrochemischen Reihe ermittelte Reduktionsaktivität eines Metalls entspricht nicht immer seiner Position im Periodensystem. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass bei der Bestimmung der Position eines Metalls in einer Reihe von Spannungen nicht nur die Energie der Elektronenabstraktion von einzelnen Atomen berücksichtigt wird, sondern auch die Energie, die für die Zerstörung des Kristallgitters aufgewendet wird als die Energie, die bei der Hydratation von Ionen freigesetzt wird. Beispielsweise ist Lithium in wässrigen Lösungen aktiver als Natrium (obwohl Na aufgrund seiner Position im Periodensystem ein aktiveres Metall ist). Tatsache ist, dass die Hydratationsenergie von Li+-Ionen viel größer ist als die Hydratationsenergie von Na+, sodass der erste Prozess energetisch günstiger ist. Nach Überlegung allgemeine Bestimmungen Nachdem wir die reduzierenden Eigenschaften von Metallen charakterisiert haben, gehen wir nun zu spezifischen chemischen Reaktionen über.

Wechselwirkung von Metallen mit Nichtmetallen

· Die meisten Metalle bilden mit Sauerstoff Oxide- basisch und amphoter. Saure Übergangsmetalloxide wie Chrom(VI)-oxid CrOg oder Mangan(VII)-oxid Mn 2 O 7 entstehen nicht durch direkte Oxidation des Metalls mit Sauerstoff. Sie werden indirekt gewonnen.

Die Alkalimetalle Na, K reagieren aktiv mit Luftsauerstoff, Peroxide bilden:

Natriumoxid wird indirekt durch Kalzinieren von Peroxiden mit den entsprechenden Metallen gewonnen:

Lithium und Erdalkalimetalle reagieren mit Luftsauerstoff und bilden basische Oxide:

Andere Metalle außer Gold und Platinmetalle, die durch Luftsauerstoff überhaupt nicht oxidiert werden, interagieren weniger aktiv mit ihm oder wenn sie erhitzt werden:

· Metalle bilden mit Halogenen Salze von Halogenwasserstoffsäuren, Zum Beispiel:

· Die aktivsten Metalle bilden mit Wasserstoff Hydride- ionische salzartige Stoffe, in denen Wasserstoff die Oxidationsstufe -1 hat, zum Beispiel:

Viele Übergangsmetalle bilden mit Wasserstoff Hydride einer besonderen Art – es ist so, als würde Wasserstoff in das Kristallgitter von Metallen zwischen Atomen und Ionen gelöst oder eingebracht, während das Metall seine Eigenschaften behält Aussehen, nimmt aber an Lautstärke zu. Der absorbierte Wasserstoff liegt im Metall vor, offenbar in atomarer Form.

Es gibt auch intermediäre Metallhydride.

· Graue Metalle bilden Salze – Sulfide, Zum Beispiel:

· Metalle reagieren etwas schwieriger mit Stickstoff, weil die chemische Bindung im Stickstoffmolekül N2 sehr stark ist; Dabei entstehen Nitride. Bei normalen Temperaturen reagiert nur Lithium mit Stickstoff:

Wechselwirkung von Metallen mit komplexen Stoffen

· Mit Wasser. Unter normalen Bedingungen verdrängen Alkali- und Erdalkalimetalle Wasserstoff aus Wasser und bilden lösliche Basen – Alkalien, zum Beispiel:

Auch andere Metalle, die in der Spannungsreihe vor Wasserstoff stehen, können unter bestimmten Bedingungen Wasserstoff aus Wasser verdrängen. Aber Aluminium reagiert nur dann heftig mit Wasser, wenn der Oxidfilm von seiner Oberfläche entfernt wird:

Erst beim Kochen reagiert Magnesium mit Wasser, dabei wird auch Wasserstoff freigesetzt:

Wenn brennendes Magnesium zu Wasser gegeben wird, setzt sich die Verbrennung fort, da folgende Reaktion stattfindet:

Eisen reagiert nur im heißen Zustand mit Wasser:

· Mit Säuren in Lösung (HCl, H 2 ALSO 4 ),CH 3 COOH und andere, außer HNO 3 ) Metalle interagieren in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff. Dabei entstehen Salz und Wasserstoff.

Aber Blei (und einige andere Metalle) sind trotz ihrer Position in der Spannungsreihe (links von Wasserstoff) in verdünnter Schwefelsäure nahezu unlöslich, da das entstehende Bleisulfat PbSO 4 unlöslich ist und einen Schutzfilm auf der Metalloberfläche bildet .

· Mit Salzen weniger aktiver Metalle in Lösung. Als Ergebnis dieser Reaktion entsteht ein Salz eines aktiveren Metalls und ein weniger aktives Metall wird in freier Form freigesetzt.

Es muss daran erinnert werden, dass die Reaktion in Fällen stattfindet, in denen das resultierende Salz löslich ist. Die Verdrängung von Metallen aus ihren Verbindungen durch andere Metalle wurde erstmals von N. N. Beketov, einem großen russischen Wissenschaftler auf dem Gebiet der physikalischen Chemie, eingehend untersucht. Er ordnete Metalle entsprechend ihrer chemischen Aktivität in einer „Verschiebungsreihe“ an, die zum Prototyp einer Reihe von Metallspannungen wurde.

· MIT organische Substanzen. Die Wechselwirkung mit organischen Säuren ähnelt den Reaktionen mit Mineralsäuren. Alkohole können bei Wechselwirkung mit Alkalimetallen schwach saure Eigenschaften aufweisen:

Phenol reagiert ähnlich:

Metalle nehmen an Reaktionen mit Haloalkanen teil, die zur Gewinnung niederer Cycloalkane und für Synthesen verwendet werden, bei denen das Kohlenstoffgerüst des Moleküls komplexer wird (A. Wurtz-Reaktion):

· Metalle, deren Hydroxide amphoter sind, interagieren mit Alkalien in Lösung. Zum Beispiel:

· Metalle können miteinander chemische Verbindungen eingehen, die zusammenfassend als intermetallische Verbindungen bezeichnet werden. Sie weisen meist keine Oxidationsstufen von Atomen auf, die für Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen charakteristisch sind. Zum Beispiel:

Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 usw.

Intermetallische Verbindungen haben in der Regel keine konstante Zusammensetzung, chemische Bindung Sie sind größtenteils aus Metall. Die Bildung dieser Verbindungen ist typischer für Metalle sekundärer Nebengruppen.

Metalle der Hauptuntergruppen der Gruppen I-III des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev

allgemeine Charakteristiken

Dabei handelt es sich um Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe I. Ihre Atome haben auf der äußeren Energieebene jeweils ein Elektron. Alkali Metalle - starke Reduktionsmittel. Ihre Reduktionskraft und chemische Aktivität nehmen mit zunehmender Ordnungszahl des Elements zu (d. h. von oben nach unten im Periodensystem). Sie alle haben elektronische Leitfähigkeit. Die Stärke der Bindung zwischen Alkalimetallatomen nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements ab. Auch ihr Schmelz- und Siedepunkt sinkt. Alkalimetalle reagieren mit vielen einfachen Substanzen – Oxidationsmittel. Bei Reaktionen mit Wasser bilden sie wasserlösliche Basen (Laugen). Erdalkalielemente sind die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe II. Die Atome dieser Elemente enthalten auf der äußeren Energieebene jeweils zwei Elektronen. Sie sind die stärksten Reduktionsmittel, haben eine Oxidationsstufe von +2. In dieser Hauptuntergruppe werden allgemeine Muster bei Änderungen der physikalischen und chemischen Eigenschaften beobachtet, die mit einer Vergrößerung der Atome in der Gruppe von oben nach unten einhergehen und auch die chemische Bindung zwischen Atomen schwächen. Mit zunehmender Größe des Ions werden die sauren Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden schwächer und die basischen verstärkt.

Hauptuntergruppe Gruppe III Die Elemente sind Bor, Aluminium, Gallium, Indium und Thallium. Alle Elemente sind p-Elemente. Auf der externen Energieebene haben sie drei(er) 2 P 1 ) Elektron, was die Ähnlichkeit der Eigenschaften erklärt. Oxidationsstufe +3. Innerhalb einer Gruppe nehmen mit zunehmender Kernladung die metallischen Eigenschaften zu. Bor ist ein nichtmetallisches Element, während Aluminium bereits metallische Eigenschaften besitzt. Alle Elemente bilden Oxide und Hydroxide.

Die meisten Metalle kommen in Untergruppen des Periodensystems vor. Im Gegensatz zu den Elementen der Hauptuntergruppen, bei denen die äußere Ebene der Atomorbitale allmählich mit Elektronen gefüllt wird, werden bei den Elementen der Nebenuntergruppen die d-Orbitale des vorletzten Energieniveaus und die s-Orbitale des letzten Energieniveaus gefüllt. Die Anzahl der Elektronen entspricht der Gruppennummer. Elemente mit gleicher Anzahl an Valenzelektronen werden unter derselben Zahl zusammengefasst. Alle Nebengruppenelemente sind Metalle.

Einfache Stoffe aus Nebengruppenmetallen haben starke Kristallgitter, die hitzebeständig sind. Diese Metalle sind unter den anderen Metallen die stärksten und feuerfeststen. Bei d-Elementen ist ein Übergang mit einer Erhöhung ihrer Wertigkeit von basischen Eigenschaften über amphoter zu sauer deutlich erkennbar.

Alkalimetalle (Na, K)

Auf der äußeren Energieebene sind die Alkalimetallatome der Elemente enthalten jeweils ein Elektron, in großer Entfernung vom Kern gelegen. Sie geben dieses Elektron leicht ab und sind daher starke Reduktionsmittel. Alkalimetalle weisen in allen Verbindungen eine Oxidationsstufe von +1 auf. Ihre reduzierenden Eigenschaften nehmen mit zunehmendem Atomradius von Li zu Cs zu. Sie alle sind typische Metalle, haben eine silberweiße Farbe, sind weich (kann mit einem Messer geschnitten werden), leicht und schmelzbar. Interagieren Sie aktiv mit allen Nichtmetalle:

Alle Alkalimetalle bilden bei Reaktion mit Sauerstoff (mit Ausnahme von Li) Peroxide. Aufgrund ihrer hohen chemischen Reaktivität kommen Alkalimetalle nicht in freier Form vor.

Oxide- Feststoffe mit basischen Eigenschaften. Sie werden durch Kalzinieren von Peroxiden mit den entsprechenden Metallen gewonnen:

Hydroxide NaOH, KOH- feste weiße Stoffe, hygroskopisch, unter Wärmeabgabe wasserlöslich, sie werden als Alkalien klassifiziert:

Alkalimetallsalze sind fast alle wasserlöslich. Die wichtigsten davon: Na 2 CO 3 – Natriumcarbonat; Na 2 CO 3 10H 2 O – kristallines Soda; NaHCO 3 – Natriumbicarbonat, Backpulver; K 2 CO 3 – Kaliumcarbonat, Kali; Na 2 SO 4 10H 2 O – Glaubersalz; NaCl - Natriumchlorid, Speisesalz.

Elemente der Gruppe I in Tabellen

Erdalkalimetalle (Ca, Mg)

Calcium (Ca) ist ein Vertreter Erdalkalimetalle, das sind die Namen der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe II, aber nicht alle, sondern nur beginnend mit Calcium und abwärts der Gruppe. Dies sind die chemischen Elemente, die bei Wechselwirkung mit Wasser Alkalien bilden. Calcium auf der externen Energieebene enthält zwei Elektronen, Oxidationsstufe +2.

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Calcium und seinen Verbindungen sind in der Tabelle dargestellt.

Magnesium (Mg) hat die gleiche Atomstruktur wie Calcium, seine Oxidationsstufe ist ebenfalls +2. Es ist ein weiches Metall, aber seine Oberfläche ist an der Luft mit einem Schutzfilm bedeckt, der die chemische Reaktivität leicht verringert. Seine Verbrennung wird von einem blendenden Blitz begleitet. MgO und Mg(OH) 2 weisen grundlegende Eigenschaften auf. Obwohl Mg(OH) 2 schwer löslich ist, färbt es die Phenolphthaleinlösung purpurrot.

Mg + O 2 = MgO 2

MO-Oxide sind harte, weiße, feuerfeste Stoffe. In der Technik wird CaO Branntkalk und MgO gebrannte Magnesia genannt; diese Oxide werden bei der Herstellung von Baustoffen verwendet. Die Reaktion von Calciumoxid mit Wasser geht mit der Freisetzung von Wärme einher und wird als Löschen von Kalk bezeichnet. Das dabei entstehende Ca(OH) 2 wird als gelöschter Kalk bezeichnet. Eine transparente Lösung von Calciumhydroxid wird Kalkwasser genannt, und eine weiße Suspension von Ca(OH) 2 in Wasser wird Kalkmilch genannt.

Magnesium- und Calciumsalze werden durch Reaktion mit Säuren gewonnen.

CaCO 3 – Calciumcarbonat, Kreide, Marmor, Kalkstein. Wird im Bauwesen verwendet. MgCO 3 – Magnesiumcarbonat – wird in der Metallurgie zur Entfernung von Schlacke verwendet.

CaSO 4 2H 2 O – Gips. MgSO 4 – Magnesiumsulfat – wird auch Bittersalz genannt und kommt im Meerwasser vor. BaSO 4 – Bariumsulfat – wird aufgrund seiner Unlöslichkeit und Fähigkeit, Röntgenstrahlen zu blockieren, in der Diagnostik („Barytbrei“) des Magen-Darm-Trakts eingesetzt.

Calcium macht 1,5 % des menschlichen Körpergewichts aus, 98 % des Calciums kommen in den Knochen vor. Magnesium ist ein Bioelement; im menschlichen Körper sind etwa 40 g davon beteiligt;

Erdalkalimetalle in Tabellen

Aluminium

Aluminium (Al)- Element der Hauptuntergruppe der Gruppe III des Periodensystems von D. I. Mendeleev. Das Aluminiumatom enthält auf der äußeren Energieebene drei Elektronen, das es bei chemischen Wechselwirkungen leicht freisetzt. Der Vorfahre der Untergruppe und der obere Nachbar von Aluminium – Bor – hat einen kleineren Atomradius (für Bor beträgt er 0,080 nm, für Aluminium – 0,143 nm). Darüber hinaus verfügt das Aluminiumatom über eine dazwischenliegende Acht-Elektronen-Schicht (2e; 8e; 3e), die verhindert, dass die Außenelektronen den Kern erreichen. Daher sind die reduzierenden Eigenschaften von Aluminiumatomen recht ausgeprägt.

In fast allen seinen Verbindungen ist Aluminium enthalten Oxidationsstufe +3.

Aluminium ist ein einfacher Stoff

Silberweißes Leichtmetall. Schmilzt bei 660 °C. Es ist sehr plastisch, lässt sich leicht zu Draht ziehen und zu einer bis zu 0,01 mm dicken Folie ausrollen. Es verfügt über eine sehr hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit. Sie bilden mit anderen Metallen leichte und starke Legierungen. Aluminium ist ein sehr aktives Metall. Wenn Aluminiumpulver oder dünne Aluminiumfolie stark erhitzt werden, werden sie entzünden und mit blendender Flamme verbrennen:

Diese Reaktion lässt sich beim Abbrennen von Wunderkerzen und Feuerwerkskörpern beobachten. Aluminium, wie alle Metalle, Reagiert leicht mit Nichtmetallen, insbesondere in Pulverform. Damit die Reaktion beginnen kann, ist eine anfängliche Erwärmung erforderlich, mit Ausnahme von Reaktionen mit Halogenen – Chlor und Brom, aber dann verlaufen alle Reaktionen von Aluminium mit Nichtmetallen sehr heftig und gehen mit der Freisetzung einer großen Wärmemenge einher :

Aluminium löst sich gut in verdünnter Schwefelsäure und Salzsäuren :

Und hier Konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure passivieren Aluminium, die sich auf der Metalloberfläche bilden dichter, haltbarer Oxidfilm, was den weiteren Verlauf der Reaktion verhindert. Daher werden diese Säuren in Aluminiumtanks transportiert.

Aluminiumoxid und -hydroxid haben amphotere Eigenschaften, daher löst sich Aluminium in wässrigen Alkalilösungen und bildet Salze - Aluminate:

Aluminium wird in der Metallurgie häufig zur Herstellung von Metallen verwendet – Chrom, Mangan, Vanadium, Titan, Zirkonium aus ihren Oxiden. Diese Methode wird Aluminothermie genannt. In der Praxis wird häufig Thermit verwendet – eine Mischung aus Fe 3 O 4 mit Aluminiumpulver. Wird diese Mischung beispielsweise mit einem Magnesiumband angezündet, kommt es zu einer heftigen Reaktion unter Freisetzung große Menge Hitze:

Die freigesetzte Wärme reicht völlig aus, um das entstehende Eisen vollständig zu schmelzen, daher wird dieses Verfahren zum Schweißen von Stahlprodukten verwendet.

Aluminium kann durch Elektrolyse gewonnen werden – die Zersetzung der Schmelze seines Oxids Al 2 O 3 in seine Bestandteile mithilfe von elektrischem Strom. Der Schmelzpunkt von Aluminiumoxid liegt jedoch bei etwa 2050 °C, sodass eine Elektrolyse erforderlich ist hohe Kosten Energie.

Aluminiumverbindungen

Alumosilikate. Diese Verbindungen können als Salze betrachtet werden, gebildet durch Oxid Aluminium, Silizium, Alkali- und Erdalkalimetalle. Sie machen den Großteil aus Erdkruste. Insbesondere Alumosilikate sind Bestandteil von Feldspäten, den häufigsten Mineralien und Tonen.

Bauxit- Felsen, aus dem Aluminium gewonnen wird. Es enthält Aluminiumoxid Al 2 O 3.

Korund- ein Mineral der Zusammensetzung Al 2 O 3, hat eine sehr hohe Härte, seine feinkörnige Sorte enthält Verunreinigungen - Schmirgel, wird als Schleifmittel (Schleifmaterial) verwendet. Eine andere natürliche Verbindung, Aluminiumoxid, hat die gleiche Formel.

Transparente, mit Verunreinigungen gefärbte Korundkristalle sind bekannt: Rot - Rubine und Blau - Saphire, die als verwendet werden Edelsteine. Derzeit werden sie künstlich gewonnen und nicht nur für Schmuck, sondern auch für technische Zwecke verwendet, beispielsweise zur Herstellung von Teilen für Uhren und andere Präzisionsinstrumente. Rubinkristalle werden in Lasern verwendet.

Aluminiumoxid Al 2 Ö 3 - eine weiße Substanz mit sehr hohem Schmelzpunkt. Kann durch Zersetzung von Aluminiumhydroxid durch Erhitzen erhalten werden:

Aluminiumhydroxid Al(OH) 3 fällt in Form eines gallertartigen Niederschlags unter Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Aluminiumsalzen aus:

Wie amphoteres Hydroxid es löst sich leicht in Säuren und Laugen:

Aluminate werden Salze instabiler Aluminiumsäuren genannt - Orthoaluminium H 2 AlO 3, Metaaluminium HAlO 2 (es kann als Orthoaluminiumsäure betrachtet werden, aus deren Molekül ein Wassermolekül entfernt wurde). Zu den natürlichen Aluminaten gehören edler Spinell und kostbarer Chrysoberyll. Aluminiumsalze sind, mit Ausnahme von Phosphaten, in Wasser gut löslich. Einige Salze (Sulfide, Sulfite) werden durch Wasser zersetzt. Aluminiumchlorid AlCl 3 wird als Katalysator bei der Herstellung vieler organischer Stoffe verwendet.

Elemente der Gruppe III in Tabellen

Eigenschaften von Übergangselementen - Kupfer, Zink, Chrom, Eisen

Kupfer (Cu)- Element einer sekundären Untergruppe der ersten Gruppe. Elektronische Formel: (…3d 10 4s 1). Sein zehntes d-Elektron ist mobil, da es sich von der 4S-Unterebene bewegt hat. Kupfer in Verbindungen weist die Oxidationsstufen +1 (Cu 2 O) und +2 (CuO) auf. Kupfer ist ein hellrosa Metall, formbar, viskos und ein ausgezeichneter Stromleiter. Schmelzpunkt 1083 °C.

Wie andere Metalle der I. Nebengruppe gehört Kupfer zur Gruppe des Periodensystems steht in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff und verdrängt es nicht aus Säuren, sondern reagiert mit oxidierenden Säuren:

Unter dem Einfluss von Alkalien auf Lösungen von Kupfersalzen fällt ein Niederschlag einer schwachen Base von blauer Farbe aus.- Kupfer(II)-hydroxid, das beim Erhitzen zerfällt basisches Oxid Schwarzes CuO und Wasser:

Chemische Eigenschaften von Kupfer in Tabellen

Zink (Zn)- Element einer sekundären Untergruppe der Gruppe II. Sein elektronische Formel Folgendes: (...3d 10 4s 2). Da die vorletzte d-Unterebene in Zinkatomen vollständig vollständig ist, weist Zink in Verbindungen eine Oxidationsstufe von +2 auf.

Zink ist ein silberweißes Metall, das sich an der Luft praktisch nicht verändert. Aufgrund des Vorhandenseins eines Oxidfilms auf seiner Oberfläche ist es korrosionsbeständig. Zink ist eines der aktivsten Metalle bei erhöhten Temperaturen reagiert mit einfachen Substanzen:

verdrängt Wasserstoff aus Säuren:

Zink verdrängt, wie andere Metalle auch weniger aktive Metalle aus ihren Salzen:

Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2

Zinkhydroxid ist amphoter, d. h. weist sowohl die Eigenschaften von Säuren als auch von Basen auf. Wenn einer Zinksalzlösung nach und nach eine Alkalilösung zugesetzt wird, löst sich der zunächst gebildete Niederschlag auf (dasselbe passiert mit Aluminium):

Chemische Eigenschaften von Zink in Tabellen

Zum Beispiel Chrom (Cr) das lässt sich zeigen Die Eigenschaften von Übergangselementen ändern sich im Laufe der Periode nicht wesentlich: Eine quantitative Änderung erfolgt aufgrund einer Änderung der Anzahl der Elektronen in den Valenzorbitalen. Die maximale Oxidationsstufe von Chrom beträgt +6. Das Metall in der Aktivitätsreihe steht links vom Wasserstoff und verdrängt ihn aus Säuren:

Wenn einer solchen Lösung eine Alkalilösung zugesetzt wird, bildet sich ein Me(OH)-Niederschlag 2 , das durch Luftsauerstoff schnell oxidiert wird:

Es entspricht amphoteres Oxid Cr 2 O 3 . Chromoxid und -hydroxid (in der höchsten Oxidationsstufe) weisen die Eigenschaften von sauren Oxiden bzw. Säuren auf. Chromsäuresalze (H 2 CrO 4 ) wandeln sich in saurer Umgebung in Dichromate um- Salze der Dichromsäure (H 2 Cr 2 O 7). Chromverbindungen haben eine hohe Oxidationsfähigkeit.

Chemische Eigenschaften von Chrom in Tabellen

Eisen Fe- ein Element der sekundären Untergruppe der Gruppe VIII und der 4. Periode des Periodensystems von D. I. Mendeleev. Eisenatome sind etwas anders aufgebaut als die Atome der Elemente der Hauptuntergruppen. Wie es sich für ein Element der 4. Periode gehört, haben Eisenatome vier Energieniveaus, allerdings ist nicht das letzte gefüllt, sondern das vorletzte Niveau, das dritte vom Kern aus. Auf der letzten Ebene enthalten Eisenatome zwei Elektronen. Auf der vorletzten Ebene, die 18 Elektronen aufnehmen kann, verfügt das Eisenatom über 14 Elektronen. Folglich ist die Verteilung der Elektronen über die Ebenen in Eisenatomen wie folgt: 2e; 8e ; 14e; 2e. Wie alle Metalle Eisenatome weisen reduzierende Eigenschaften auf, gibt bei chemischen Wechselwirkungen nicht nur zwei Elektronen der letzten Ebene ab und erhält eine Oxidationsstufe von +2, sondern auch ein Elektron der vorletzten Ebene, während die Oxidationsstufe des Atoms auf +3 ansteigt.

Eisen ist eine einfache Substanz

Es ist ein silberweiß glänzendes Metall mit einem Schmelzpunkt von 1539 °C. Es ist sehr plastisch und daher leicht zu verarbeiten, zu schmieden, zu rollen und zu stanzen. Eisen hat die Fähigkeit, magnetisiert und entmagnetisiert zu werden. Durch thermische und mechanische Verfahren kann ihm eine höhere Festigkeit und Härte verliehen werden. Es gibt technisch reines und chemisch reines Eisen. Technisch reines Eisen ist im Wesentlichen kohlenstoffarmer Stahl; es enthält 0,02–0,04 % Kohlenstoff und noch weniger Sauerstoff, Schwefel, Stickstoff und Phosphor. Chemisch reines Eisen enthält weniger als 0,01 % Verunreinigungen. Beispielsweise bestehen Büroklammern und Knöpfe aus technisch reinem Eisen. Solches Eisen korrodiert leicht, während chemisch reines Eisen nahezu keiner Korrosion unterliegt. Derzeit ist Eisen die Grundlage moderner Technologie und Agrartechnik, Transport und Kommunikation, Raumschiffe und allgemein der gesamten modernen Zivilisation. Die meisten Produkte, von der Nähnadel bis zum Raumschiff, können nicht ohne den Einsatz von Eisen hergestellt werden.

Chemische Eigenschaften von Eisen

Eisen kann die Oxidationsstufen +2 und +3 aufweisen Dementsprechend ergibt Eisen zwei Reihen von Verbindungen. Die Anzahl der Elektronen, die ein Eisenatom bei chemischen Reaktionen abgibt, hängt von der Oxidationsfähigkeit der damit reagierenden Stoffe ab.

Beispielsweise bildet Eisen mit Halogenen Halogenide, in denen es die Oxidationsstufe +3 aufweist:

und mit Schwefel - Eisen(II)sulfid:

Heißes Eisen verbrennt unter Sauerstoff mit der Bildung von Eisenablagerungen:

Bei hohen Temperaturen (700-900 °C) bügeln reagiert mit Wasserdampf:

Entsprechend der Stellung des Eisens in der elektrochemischen Spannungsreihe kann es rechts davon stehende Metalle aus wässrigen Lösungen ihrer Salze verdrängen, zum Beispiel:

Eisen löst sich in verdünnter Salz- und Schwefelsäure, d. h. es wird durch Wasserstoffionen oxidiert:

Eisen löst sich auch in verdünnter Salpetersäure. Dabei entstehen Eisen(III)-nitrat, Wasser und die Reduktionsprodukte der Salpetersäure – N 2, NO oder NH 3 (NH 4 NO 3), je nach Konzentration der Säure.

Eisenverbindungen

In der Natur bildet Eisen eine Reihe von Mineralien. Dies ist magnetisches Eisenerz (Magnetit) Fe 3 O 4, rotes Eisenerz (Hämatit) Fe 2 O 3, braunes Eisenerz (Limonit) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Eine weitere natürliche Eisenverbindung ist Eisen oder Schwefel, Pyrit ( Pyrit) FeS 2, dient nicht als Eisenerz zur Metallgewinnung, sondern wird zur Herstellung von Schwefelsäure verwendet.

Eisen wird durch zwei Reihen von Verbindungen charakterisiert: Eisen(II)- und Eisen(III)-Verbindungen. Eisen(II)-oxid FeO und sein entsprechendes Eisen(II)-hydroxid Fe(OH) 2 werden indirekt insbesondere durch die folgende Umwandlungskette gewonnen:

Beide Verbindungen haben unterschiedliche Grundeigenschaften.

Eisen(II)-Kationen Fe 2 + leicht durch Luftsauerstoff zu Eisen(III)-Kationen Fe oxidiert 3 + . Daher entsteht ein weißer Niederschlag aus Eisen(II)-hydroxid grüne Farbe, und wird dann braun und verwandelt sich in Eisen(III)-hydroxid:

Eisen(III)-oxid Fe 2 Ö 3 und das entsprechende Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 erhält man auch indirekt, beispielsweise entlang der Kette:

Von den Eisensalzen sind Sulfate und Chloride von größter technischer Bedeutung.

Kristallhydrat aus Eisen(II)sulfat FeSO 4 7H 2 O, bekannt als Eisensulfat, wird zur Bekämpfung von Pflanzenschädlingen, zur Herstellung von Mineralfarben und für andere Zwecke eingesetzt. Eisen(III)-chlorid FeCl 3 wird als Beizmittel beim Färben von Stoffen verwendet. Eisen(III)sulfat Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O wird zur Wasserreinigung und für andere Zwecke verwendet.

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Eisen und seinen Verbindungen sind in der Tabelle zusammengefasst:

Chemische Eigenschaften von Eisen in Tabellen

Qualitative Reaktionen auf Fe 2+- und Fe 3+-Ionen

Zur Erkennung von Eisen(II)- und (III)-Verbindungen qualitative Reaktionen auf Fe-Ionen durchführen 2+ und Fe 3+ . Eine qualitative Reaktion auf Fe 2+-Ionen ist die Reaktion von Eisen(II)-Salzen mit der K 3-Verbindung, dem sogenannten roten Blutsalz. Hierbei handelt es sich um eine spezielle Gruppe von Salzen, die sogenannten Komplexsalze, mit denen Sie später vertraut werden. In der Zwischenzeit müssen Sie verstehen, wie solche Salze dissoziieren:

Das Reagens für Fe 3+-Ionen ist eine weitere komplexe Verbindung – gelbes Blutsalz – K 4, das in Lösung auf ähnliche Weise dissoziiert:

Wenn Lösungen mit Fe 2+- und Fe 3+-Ionen zu Lösungen von rotem Blutsalz (Reagenz für Fe 2+) und gelbem Blutsalz (Reagenz für Fe 3+) gegeben werden, fällt in beiden Fällen der gleiche blaue Niederschlag aus :

Zum Nachweis von Fe 3+ -Ionen wird auch die Wechselwirkung von Eisen(III)-Salzen mit Kaliumthiocyanat KNCS oder Ammoniumthiocyanat NH 4 NCS genutzt. Dabei entsteht ein hell gefärbtes FeNCNS 2+-Ion, wodurch die gesamte Lösung eine intensive rote Farbe annimmt:

Löslichkeitstabelle

Metalle unterscheiden sich stark in ihrer chemischen Aktivität. Die chemische Aktivität eines Metalls lässt sich annähernd anhand seiner Position beurteilen.

Die aktivsten Metalle befinden sich am Anfang dieser Reihe (links), die am wenigsten aktiven am Ende (rechts).
Reaktionen mit einfachen Stoffen. Metalle reagieren mit Nichtmetallen unter Bildung binärer Verbindungen. Die Reaktionsbedingungen und manchmal auch ihre Produkte variieren stark für verschiedene Metalle.
Beispielsweise reagieren Alkalimetalle bei Raumtemperatur aktiv mit Sauerstoff (auch in Luft) unter Bildung von Oxiden und Peroxiden

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Metalle mittlerer Aktivität reagieren beim Erhitzen mit Sauerstoff. Dabei entstehen Oxide:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Niedrigaktive Metalle (z. B. Gold, Platin) reagieren nicht mit Sauerstoff und verändern daher ihren Glanz an der Luft praktisch nicht.
Die meisten Metalle bilden beim Erhitzen mit Schwefelpulver die entsprechenden Sulfide:

Reaktionen mit komplexen Substanzen. Verbindungen aller Klassen reagieren mit Metallen – Oxiden (einschließlich Wasser), Säuren, Basen und Salzen.
Aktive Metalle reagieren bei Raumtemperatur heftig mit Wasser:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.

Die Oberfläche von Metallen wie Magnesium und Aluminium wird durch einen dichten Film des entsprechenden Oxids geschützt. Dies verhindert, dass die Reaktion mit Wasser stattfindet. Wird dieser Film jedoch entfernt oder seine Integrität gestört, reagieren auch diese Metalle aktiv. Magnesiumpulver reagiert beispielsweise mit heißem Wasser:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

Bei erhöhten Temperaturen reagieren auch weniger aktive Metalle mit Wasser: Zn, Fe, Mil usw. Dabei entstehen die entsprechenden Oxide. Wenn beispielsweise Wasserdampf über heiße Eisenspäne geleitet wird, kommt es zu folgender Reaktion:

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

Metalle der Aktivitätsreihe bis Wasserstoff reagieren mit Säuren (außer HNO 3) unter Bildung von Salzen und Wasserstoff. Aktive Metalle (K, Na, Ca, Mg) reagieren mit sauren Lösungen sehr heftig (mit hoher Geschwindigkeit):

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Niedrigaktive Metalle sind in Säuren oft praktisch unlöslich. Dies ist auf die Bildung eines Films aus unlöslichem Salz auf ihrer Oberfläche zurückzuführen. Beispielsweise ist Blei, das in der Aktivitätsreihe vor Wasserstoff steht, in verdünnter Schwefel- und Salzsäure praktisch unlöslich, da sich auf seiner Oberfläche ein Film aus unlöslichen Salzen (PbSO 4 und PbCl 2) bildet.

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Aufgrund der Anwesenheit freier Elektronen („Elektronengas“) im Kristallgitter weisen alle Metalle die folgenden charakteristischen allgemeinen Eigenschaften auf:

1) Plastik– die Fähigkeit, die Form leicht zu ändern, sich zu Draht zu dehnen und zu dünnen Blechen zu rollen.

2) Metallischer Glanz und Opazität. Dies ist auf die Wechselwirkung freier Elektronen mit auf das Metall einfallendem Licht zurückzuführen.

3) Elektrische Leitfähigkeit. Dies wird durch die gerichtete Bewegung freier Elektronen vom negativen zum positiven Pol unter dem Einfluss einer kleinen Potentialdifferenz erklärt. Beim Erhitzen nimmt die elektrische Leitfähigkeit ab, weil Mit zunehmender Temperatur verstärken sich die Schwingungen der Atome und Ionen in den Knoten des Kristallgitters, was die gerichtete Bewegung des „Elektronengases“ erschwert.

4) Wärmeleitfähigkeit. Sie wird durch die hohe Beweglichkeit freier Elektronen verursacht, wodurch sich die Temperatur über die Masse des Metalls schnell ausgleicht. Die höchste Wärmeleitfähigkeit weisen Wismut und Quecksilber auf.

5) Härte. Am härtesten ist Chrom (schneidet Glas); Die weichsten Alkalimetalle – Kalium, Natrium, Rubidium und Cäsium – werden mit einem Messer geschnitten.

6) Dichte. Je kleiner es ist, desto kleiner ist es Atommasse Metall und größerer Atomradius. Am leichtesten ist Lithium (ρ=0,53 g/cm3); Am schwersten ist Osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g/cm3 gelten als „Leichtmetalle“.

7) Schmelz- und Siedepunkte. Das schmelzbarste Metall ist Quecksilber (Schmelzpunkt = -39°C), das feuerfesteste Metall ist Wolfram (Schmelzpunkt = 3390°C). Metalle mit Schmelztemperatur Über 1000 °C gelten sie als feuerfest, darunter als niedrig schmelzend.

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Starke Reduktionsmittel: Me 0 – nē → Me n +

Eine Reihe von Spannungen charakterisieren die relative Aktivität von Metallen bei Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen.

1. Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen

1) Mit Sauerstoff:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Mit Schwefel:
Hg + S → HgS

3) Mit Halogenen:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Mit Stickstoff:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Mit Phosphor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Mit Wasserstoff (nur Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

2. Reaktionen von Metallen mit Säuren

1) Metalle in der elektrochemischen Spannungsreihe bis H reduzieren nichtoxidierende Säuren zu Wasserstoff:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Mit oxidierenden Säuren:

Wenn Salpetersäure jeglicher Konzentration und konzentrierte Schwefelsäure mit Metallen interagieren Wasserstoff wird niemals freigesetzt!

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

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

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

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

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

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

3. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser

1) Aktiv (Alkali- und Erdalkalimetalle) bilden eine lösliche Base (Alkali) und Wasserstoff:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metalle mittlerer Aktivität werden durch Wasser beim Erhitzen zu einem Oxid oxidiert:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) – reagieren nicht.

4. Verdrängung weniger aktiver Metalle durch aktivere Metalle aus Lösungen ihrer Salze:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

In der Industrie werden oft nicht reine Metalle verwendet, sondern Mischungen daraus – Legierungen, bei dem die vorteilhaften Eigenschaften eines Metalls durch die vorteilhaften Eigenschaften eines anderen Metalls ergänzt werden. Daher hat Kupfer eine geringe Härte und ist für die Herstellung von Maschinenteilen ungeeignet, während Legierungen aus Kupfer und Zink ( Messing) sind bereits recht hart und werden im Maschinenbau häufig eingesetzt. Aluminium weist eine hohe Duktilität und ausreichende Leichtigkeit (geringe Dichte) auf, ist jedoch zu weich. Darauf aufbauend wird eine Legierung mit Magnesium, Kupfer und Mangan hergestellt – Duraluminium (Duraluminium), das, ohne zu verlieren wohltuende Eigenschaften Aluminium, erhält eine hohe Härte und wird für den Flugzeugbau geeignet. Eisenlegierungen mit Kohlenstoff (und Zusätzen anderer Metalle) sind weithin bekannt Gusseisen Und Stahl.

Freie Metalle sind Restauratoren. Allerdings weisen einige Metalle aufgrund der Tatsache, dass sie beschichtet sind, eine geringe Reaktivität auf Oberflächenoxidfilm, in unterschiedlichem Maße beständig gegen die Einwirkung chemischer Reagenzien wie Wasser, Lösungen von Säuren und Laugen.

Beispielsweise ist Blei immer mit einem Oxidfilm bedeckt; sein Übergang in Lösung erfordert nicht nur die Einwirkung eines Reagenzes (z. B. verdünnte Salpetersäure), sondern auch Erhitzen. Der Oxidfilm auf Aluminium verhindert die Reaktion mit Wasser, wird jedoch durch Säuren und Laugen zerstört. Lockerer Oxidfilm (Rost), das sich in feuchter Luft auf der Oberfläche von Eisen bildet, beeinträchtigt die weitere Oxidation von Eisen nicht.

Unter dem Einfluss konzentriert Auf Metallen bilden sich Säuren nachhaltig Oxidfilm. Dieses Phänomen nennt man Passivierung. Also konzentriert Schwefelsäure Metalle wie Be, Bi, Co, Fe, Mg und Nb werden passiviert (und reagieren dann nicht mit Säure) und in konzentrierter Salpetersäure - Metalle A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Do und U.

Bei der Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln in sauren Lösungen wandeln sich die meisten Metalle in Kationen um, deren Ladung durch den stabilen Oxidationszustand eines bestimmten Elements in Verbindungen (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ und Fe 3) bestimmt wird +)

Die reduzierende Aktivität von Metallen in einer sauren Lösung wird durch eine Reihe von Spannungen übertragen. Die meisten Metalle werden mit Salzsäure und verdünnter Schwefelsäure in Lösung gebracht, Cu, Ag und Hg jedoch nur mit Schwefelsäure (konzentriert) und Salpetersäure sowie Pt und Au mit „Regia-Wodka“.

Metallkorrosion

Eine unerwünschte chemische Eigenschaft von Metallen ist ihre Korrosion, d.h. aktive Zerstörung (Oxidation) bei Kontakt mit Wasser und unter dem Einfluss von darin gelöstem Sauerstoff (Sauerstoffkorrosion). Beispielsweise ist die Korrosion von Eisenprodukten in Wasser weithin bekannt, wodurch sich Rost bildet und die Produkte zu Pulver zerfallen.

Korrosion von Metallen kommt auch in Wasser aufgrund der Anwesenheit der gelösten Gase CO 2 und SO 2 vor; geschaffen saure Umgebung, und H + -Kationen werden durch aktive Metalle in Form von Wasserstoff H 2 ersetzt ( Wasserstoffkorrosion).

Der Ort, an dem zwei unterschiedliche Metalle in Kontakt kommen, kann besonders korrosiv sein ( Kontaktkorrosion). Ein galvanisches Paar entsteht zwischen einem Metall, beispielsweise Fe, und einem anderen Metall, beispielsweise Sn oder Cu, in Wasser. Der Elektronenfluss verläuft vom aktiveren Metall, das in der Spannungsreihe links steht (Re), zum weniger aktiven Metall (Sn, Cu), und das aktivere Metall wird zerstört (korrodiert).

Aus diesem Grund rostet die verzinnte Oberfläche von Dosen (mit Zinn beschichtetes Eisen), wenn sie in feuchter Atmosphäre gelagert und unvorsichtig behandelt werden (Eisen zerfällt schon nach dem Auftreten eines kleinen Kratzers schnell, wodurch das Eisen mit Feuchtigkeit in Berührung kommt). Im Gegenteil, die verzinkte Oberfläche eines Eiseneimers rostet lange Zeit nicht, denn auch bei Kratzern korrodiert nicht das Eisen, sondern das Zink (ein aktiveres Metall als Eisen).

Die Korrosionsbeständigkeit eines bestimmten Metalls erhöht sich, wenn es mit einem aktiveren Metall beschichtet oder verschmolzen wird. So verhindert die Beschichtung von Eisen mit Chrom oder die Herstellung einer Legierung aus Eisen und Chrom die Korrosion von Eisen. Verchromtes Eisen und chromhaltiger Stahl ( Edelstahl), weisen eine hohe Korrosionsbeständigkeit auf.

Metalle nehmen die untere linke Ecke des Periodensystems ein. Metalle gehören zu den Familien der S-Elemente, D-Elemente, F-Elemente und teilweise der P-Elemente.

Die typischste Eigenschaft von Metallen ist ihre Fähigkeit, Elektronen abzugeben und sich in positiv geladene Ionen umzuwandeln. Darüber hinaus können Metalle nur eine positive Oxidationsstufe aufweisen.

Me - ne = Me n +

1. Wechselwirkung von Metallen mit Nichtmetallen.

A ) Wechselwirkung von Metallen mit Wasserstoff.

Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren direkt mit Wasserstoff und bilden Hydride.

Zum Beispiel:

Ca + H 2 = CaH 2

Es entstehen nichtstöchiometrische Verbindungen mit ionischer Kristallstruktur.

b) Wechselwirkung von Metallen mit Sauerstoff.

Alle Metalle außer Au, Ag, Pt werden durch Luftsauerstoff oxidiert.

Beispiel:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (Peroxid)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

c) Wechselwirkung von Metallen mit Halogenen.

Alle Metalle reagieren mit Halogenen unter Bildung von Halogeniden.

Beispiel:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Dabei handelt es sich überwiegend um ionische Verbindungen: MeHal n

d) Wechselwirkung von Metallen mit Stickstoff.

Alkali- und Erdalkalimetalle interagieren mit Stickstoff.

Beispiel:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - Nitrid.

e) Wechselwirkung von Metallen mit Kohlenstoff.

Verbindungen aus Metallen und Kohlenstoff – Karbide. Sie entstehen durch die Wechselwirkung von Schmelzen mit Kohlenstoff. Aktive Metalle bilden mit Kohlenstoff stöchiometrische Verbindungen:

4Al + 3C = Al 4 C 3

Metalle – d-Elemente bilden Verbindungen nichtstöchiometrischer Zusammensetzung wie feste Lösungen: WC, ZnC, TiC – werden zur Herstellung superharter Stähle verwendet.

2. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser.

Metalle, die mehr als haben negatives Potenzial als das Redoxpotential von Wasser.

Aktive Metalle reagieren aktiver mit Wasser, zersetzen Wasser und setzen Wasserstoff frei.

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

Weniger aktive Metalle zersetzen Wasser langsam und der Prozess wird durch die Bildung unlöslicher Substanzen verlangsamt.

3. Wechselwirkung von Metallen mit Salzlösungen.

Diese Reaktion ist möglich, wenn das reagierende Metall aktiver ist als das im Salz:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

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

Ein Metall mit einem negativeren oder weniger positiven Standardelektrodenpotential verdrängt ein anderes Metall aus der Lösung seines Salzes.

4. Wechselwirkung von Metallen mit Alkalilösungen.

Metalle, die in Gegenwart starker Oxidationsmittel amphotere Hydroxide bilden oder hohe Oxidationsstufen aufweisen, können mit Alkalien reagieren. Wenn Metalle mit Alkalilösungen interagieren, ist Wasser das Oxidationsmittel.

Beispiel:

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

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- Oxidation

Zn 0 – Reduktionsmittel

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - Reduktion

H 2 O – Oxidationsmittel

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

Metalle mit hohen Oxidationsstufen können während der Fusion mit Alkalien interagieren:

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

5. Wechselwirkung von Metallen mit Säuren.

Dabei handelt es sich um komplexe Reaktionen; die Reaktionsprodukte hängen von der Aktivität des Metalls, der Art und Konzentration der Säure sowie der Temperatur ab.

Basierend auf der Aktivität werden Metalle üblicherweise in aktive, mittlere und niedrige Aktivität eingeteilt.

Säuren werden üblicherweise in 2 Gruppen eingeteilt:

Gruppe I – Säuren mit geringer Oxidationsfähigkeit: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (verdünnt), H 3 PO 4, H 2 S, das Oxidationsmittel ist hier H +. Bei der Wechselwirkung mit Metallen wird Sauerstoff (H 2 ) freigesetzt. Metalle mit negativem Elektrodenpotential reagieren mit Säuren der ersten Gruppe.

Gruppe II – Säuren mit hoher Oxidationsfähigkeit: H 2 SO 4 (konz.), HNO 3 (verdünnt), HNO 3 (konz.). In diesen Säuren sind die Oxidationsmittel die Säureanionen: . Die Produkte der Anionenreduktion können sehr unterschiedlich sein und hängen von der Aktivität des Metalls ab.

H 2 S – mit aktiven Metallen

H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ – mit Metallen mittlerer Aktivität

SO 2 - mit niedrigaktiven Metallen

NH 3 (NH 4 NO 3) – mit aktiven Metallen

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 – mit Metallen mittlerer Aktivität

NEIN – mit niedrigaktiven Metallen

HNO 3 (konz.) - NO 2 - mit Metallen jeglicher Aktivität.

Wenn Metalle eine variable Wertigkeit haben, erhalten die Metalle mit Säuren der Gruppe I eine niedrigere positive Oxidationsstufe: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Bei der Wechselwirkung mit Säuren der Gruppe II beträgt die Oxidationsstufe +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, und Wasserstoff wird niemals freigesetzt.

Einige Metalle (Fe, Cr, Al, Ti, Ni usw.) werden in Lösungen starker Säuren bei Oxidation mit einem dichten Oxidfilm bedeckt, der das Metall vor weiterer Auflösung (Passivierung) schützt, beim Erhitzen jedoch das Oxid Der Film löst sich auf und die Reaktion läuft ab.

Schwerlösliche Metalle mit positivem Elektrodenpotential können sich in Gegenwart starker Oxidationsmittel in Säuren der Gruppe I lösen.