Si dans le tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleev, nous dessinons une diagonale du béryllium à l'astatine, alors en bas à gauche le long de la diagonale il y aura des éléments métalliques (ceux-ci incluent également des éléments des sous-groupes latéraux, surlignés en bleu), et en haut à droite - éléments non métalliques (surlignés en jaune). Les éléments situés près de la diagonale - les semi-métaux ou métalloïdes (B, Si, Ge, Sb, etc.) ont un caractère double (surlignés en rose).
Comme le montre la figure, la grande majorité des éléments sont des métaux.
De par leur nature chimique, les métaux sont des éléments chimiques dont les atomes cèdent des électrons provenant de niveaux d'énergie externes ou pré-externes, formant des ions chargés positivement.
Presque tous les métaux ont des rayons relativement grands et un petit nombre d'électrons (de 1 à 3) au niveau d'énergie externe. Les métaux se caractérisent par de faibles valeurs d'électronégativité et des propriétés réductrices.
Les métaux les plus typiques se situent au début des périodes (à partir de la seconde), puis de gauche à droite les propriétés métalliques s'affaiblissent. Dans le groupe de haut en bas, les propriétés métalliques augmentent à mesure que le rayon des atomes augmente (en raison d'une augmentation du nombre de niveaux d'énergie). Cela conduit à une diminution de l'électronégativité (la capacité d'attirer des électrons) des éléments et à une augmentation des propriétés réductrices (la capacité de donner des électrons à d'autres atomes lors de réactions chimiques).
Typique les métaux sont des éléments s (éléments du groupe IA de Li à Fr. éléments du groupe PA de Mg à Ra). La formule électronique générale de leurs atomes est ns 1-2. Ils sont caractérisés par les états d'oxydation + I et + II, respectivement.
Le petit nombre d'électrons (1-2) dans le niveau d'énergie externe des atomes métalliques typiques signifie que ces électrons sont facilement perdus et présentent de fortes propriétés réductrices, comme en témoignent les faibles valeurs d'électronégativité. Cela implique des propriétés chimiques et des méthodes limitées pour obtenir des métaux typiques.
Une caractéristique des métaux typiques est la tendance de leurs atomes à former des cations et des liaisons chimiques ioniques avec des atomes non métalliques. Les composés de métaux typiques avec des non-métaux sont des cristaux ioniques de « métalanion de non-métal », par exemple K + Br -, Ca 2+ O 2-. Les cations de métaux typiques sont également inclus dans les composés avec des anions complexes - hydroxydes et sels, par exemple Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.
Les métaux du groupe A qui forment la diagonale amphotère dans le tableau périodique Be-Al-Ge-Sb-Po, ainsi que les métaux qui leur sont adjacents (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) ne présentent pas de métaux typiques. propriétés. Formule électronique générale de leurs atomes ns 2 n.p. 0-4 implique une plus grande variété d'états d'oxydation, une plus grande capacité à retenir ses propres électrons, une diminution progressive de leur pouvoir réducteur et l'apparition d'un pouvoir oxydant, notamment dans les états d'oxydation élevés (des exemples typiques sont les composés Tl III, Pb IV, Bi v) . Un comportement chimique similaire est caractéristique de la plupart des éléments d, c'est-à-dire les éléments des groupes B du tableau périodique (des exemples typiques sont les éléments amphotères Cr et Zn).
Cette manifestation de propriétés de dualité (amphotères), à la fois métalliques (basiques) et non métalliques, est due à la nature de la liaison chimique. À l'état solide, les composés de métaux atypiques avec des non-métaux contiennent principalement des liaisons covalentes (mais moins fortes que les liaisons entre non-métaux). En solution, ces liaisons se rompent facilement et les composés se dissocient en ions (en tout ou en partie). Par exemple, le gallium métallique est constitué de molécules de Ga 2 ; à l'état solide, les chlorures d'aluminium et de mercure (II), AlCl 3 et HgCl 2, contiennent des liaisons fortement covalentes, mais en solution, AlCl 3 se dissocie presque complètement, et HgCl 2 - en dans une très faible mesure (puis en ions HgCl + et Cl -).
Propriétés physiques générales des métaux
En raison de la présence d'électrons libres (« gaz électronique ») dans le réseau cristallin, tous les métaux présentent les propriétés générales caractéristiques suivantes :
1) Plastique- la capacité de changer facilement de forme, de s'étirer en fil et de rouler en fines feuilles.
2) Brillance métallique et l'opacité. Cela est dû à l’interaction des électrons libres avec la lumière incidente sur le métal.
3) Conductivité électrique. Cela s'explique par le mouvement directionnel des électrons libres du pôle négatif vers le pôle positif sous l'influence d'une petite différence de potentiel. Lorsqu'elle est chauffée, la conductivité électrique diminue, car À mesure que la température augmente, les vibrations des atomes et des ions dans les nœuds du réseau cristallin s'intensifient, ce qui complique le mouvement directionnel du « gaz électronique ».
4) Conductivité thermique. Cela est dû à la grande mobilité des électrons libres, grâce à laquelle la température s'égalise rapidement sur la masse du métal. La conductivité thermique la plus élevée se trouve dans le bismuth et le mercure.
5) Dureté. Le plus dur est le chrome (coupe le verre) ; les métaux alcalins les plus mous - potassium, sodium, rubidium et césium - sont coupés au couteau.
6) Densité. Plus la masse atomique du métal est petite et plus le rayon de l'atome est grand, plus il est petit. Le plus léger est le lithium (ρ=0,53 g/cm3) ; le plus lourd est l'osmium (ρ=22,6 g/cm3). Les métaux ayant une densité inférieure à 5 g/cm3 sont considérés comme des « métaux légers ».
7) Points de fusion et d'ébullition. Le métal le plus fusible est le mercure (PF = -39°C), le métal le plus réfractaire est le tungstène (PF = 3390°C). Métaux avec température de fusion au-dessus de 1000°C sont considérés comme réfractaires, en dessous – à faible point de fusion.
Propriétés chimiques générales des métaux
Agents réducteurs forts : Me 0 – nē → Me n +
Un certain nombre de tensions caractérisent l'activité comparative des métaux dans les réactions redox en solutions aqueuses. 
I. Réactions des métaux avec les non-métaux
1) Avec de l'oxygène :
2Mg + O2 → 2MgO
2) Avec du soufre :
Hg + S → HgS
3) Avec des halogènes :
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Avec de l'azote :
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) Avec du phosphore :
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Avec l'hydrogène (seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent) :
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Réactions des métaux avec les acides
1) Les métaux de la série de tensions électrochimiques jusqu'à H réduisent les acides non oxydants en hydrogène :
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Avec les acides oxydants :
Lorsque l'acide nitrique de n'importe quelle concentration et l'acide sulfurique concentré interagissent avec des métaux L'hydrogène n'est jamais libéré ! 
Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
2H 2 SO 4 (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
III. Interaction des métaux avec l'eau
1) Actifs (métaux alcalins et alcalino-terreux) forment une base soluble (alcali) et de l'hydrogène :
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Les métaux d'activité moyenne sont oxydés par l'eau lorsqu'ils sont chauffés en oxyde :
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Inactif (Au, Ag, Pt) - ne réagissez pas.
IV. Déplacement des métaux moins actifs par des métaux plus actifs issus des solutions de leurs sels :
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
Dans l'industrie, ils n'utilisent souvent pas de métaux purs, mais des mélanges de ceux-ci - alliages, dans lequel les propriétés bénéfiques d'un métal sont complétées par les propriétés bénéfiques d'un autre. Ainsi, le cuivre a une faible dureté et ne convient pas à la fabrication de pièces de machines, tandis que les alliages de cuivre et de zinc ( laiton) sont déjà assez durs et sont largement utilisés en construction mécanique. L'aluminium a une ductilité élevée et une légèreté suffisante (faible densité), mais il est trop mou. Sur cette base, un alliage contenant du magnésium, du cuivre et du manganèse est préparé - le duralumin (duralumin), qui, sans perdre les propriétés bénéfiques de l'aluminium, acquiert une dureté élevée et devient adapté à la construction aéronautique. Les alliages de fer avec du carbone (et des additifs d'autres métaux) sont largement connus fonte Et acier.
Les métaux libres sont restaurateurs. Cependant, certains métaux ont une faible réactivité en raison du fait qu'ils sont recouverts d'un revêtement film d'oxyde superficiel, à des degrés divers, résistant aux réactifs chimiques tels que l'eau, les solutions d'acides et d'alcalis.
Par exemple, le plomb est toujours recouvert d'un film d'oxyde ; sa transition en solution nécessite non seulement une exposition à un réactif (par exemple, de l'acide nitrique dilué), mais également un chauffage. Le film d'oxyde sur l'aluminium empêche sa réaction avec l'eau, mais est détruit par les acides et les alcalis. Film d'oxyde lâche (rouiller), formé à la surface du fer dans l'air humide, n'interfère pas avec la poursuite de l'oxydation du fer.
Sous l'influence concentré des acides se forment sur les métaux durable film d'oxyde. Ce phénomène est appelé passivation. Alors, en concentré acide sulfurique les métaux tels que Be, Bi, Co, Fe, Mg et Nb sont passivés (et ne réagissent donc pas avec l'acide), et dans l'acide nitrique concentré - les métaux A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th et U.
Lorsqu'ils interagissent avec des agents oxydants dans des solutions acides, la plupart des métaux se transforment en cations dont la charge est déterminée par l'état d'oxydation stable d'un élément donné dans les composés (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ et Fe 3 +)
L'activité réductrice des métaux dans une solution acide est transmise par une série de contraintes. La plupart des métaux sont transférés en solution avec des acides chlorhydrique et sulfurique dilué, mais Cu, Ag et Hg - uniquement avec des acides sulfurique (concentré) et nitrique, et Pt et Au - avec de la « vodka regia ».
Corrosion des métaux
Une propriété chimique indésirable des métaux est leur destruction active (oxydation) au contact de l'eau et sous l'influence de l'oxygène qui y est dissous. (corrosion par l'oxygène). Par exemple, la corrosion des produits en fer dans l'eau est largement connue, à la suite de laquelle de la rouille se forme et les produits s'effritent en poudre.
La corrosion des métaux se produit également dans l'eau en raison de la présence de gaz dissous CO 2 et SO 2 ; un environnement acide est créé et les cations H + sont déplacés par des métaux actifs sous forme d'hydrogène H 2 ( corrosion par l'hydrogène).
La zone de contact entre deux métaux différents peut être particulièrement corrosive ( corrosion de contact). Un couple galvanique se produit entre un métal, par exemple Fe, et un autre métal, par exemple Sn ou Cu, placé dans l'eau. Le flux d'électrons va du métal le plus actif, qui se trouve à gauche dans la série de tensions (Re), vers le métal le moins actif (Sn, Cu), et le métal le plus actif est détruit (corrodé).
C'est pour cette raison que la surface étamée des canettes (fer recouvert d'étain) rouille lorsqu'elle est stockée dans une atmosphère humide et manipulée avec négligence (le fer s'effondre rapidement après l'apparition même d'une petite rayure, permettant au fer d'entrer en contact avec l'humidité). Au contraire, la surface galvanisée d'un seau en fer ne rouille pas longtemps, car même s'il y a des rayures, ce n'est pas le fer qui se corrode, mais le zinc (un métal plus actif que le fer).
La résistance à la corrosion d'un métal donné augmente lorsqu'il est recouvert d'un métal plus actif ou lorsqu'il est fondu ; Ainsi, revêtir le fer de chrome ou fabriquer un alliage de fer et de chrome élimine la corrosion du fer. Fer chromé et acier contenant du chrome ( acier inoxydable), ont une résistance élevée à la corrosion.
électrométallurgie, c'est-à-dire l'obtention de métaux par électrolyse de matières fondues (pour les métaux les plus actifs) ou de solutions salines ;
pyrométallurgie, c'est-à-dire la récupération des métaux à partir de minerais à haute température (par exemple, la production de fer dans le procédé des hauts fourneaux) ;
hydrométallurgie, c'est-à-dire la séparation des métaux des solutions de leurs sels par des métaux plus actifs (par exemple, la production de cuivre à partir d'une solution de CuSO 4 par l'action du zinc, du fer ou de l'aluminium).
Les métaux natifs se trouvent parfois dans la nature (des exemples typiques sont Ag, Au, Pt, Hg), mais le plus souvent les métaux se trouvent sous forme de composés ( minerais métalliques). Les métaux varient en abondance dans la croûte terrestre : des plus courants - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) aux plus rares - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Les métaux occupent le coin inférieur gauche du tableau périodique. Les métaux appartiennent aux familles des éléments s, des éléments d, des éléments f et partiellement des éléments p.
La propriété la plus typique des métaux est leur capacité à donner des électrons et à devenir des ions chargés positivement. De plus, les métaux ne peuvent présenter qu’un état d’oxydation positif.
Moi - ne = Moi n +
1. Interaction des métaux avec les non-métaux.
UN ) Interaction des métaux avec l'hydrogène.
Les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent directement avec l’hydrogène pour former des hydrures.
Par exemple:
Ca + H 2 = CaH 2
Des composés non stœchiométriques avec une structure cristalline ionique se forment.
b) Interaction des métaux avec l'oxygène.
Tous les métaux sauf Au, Ag, Pt sont oxydés par l'oxygène atmosphérique.
Exemple:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxyde)
4K + O2 = 2K2O
2Mg + O2 = 2MgO
2Cu + O2 = 2CuO
c) Interaction des métaux avec les halogènes.
Tous les métaux réagissent avec les halogènes pour former des halogénures.
Exemple:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Ce sont principalement des composés ioniques : MeHal n
d) Interaction des métaux avec l'azote.
Les métaux alcalins et alcalino-terreux interagissent avec l’azote.
Exemple:
3Ca + N2 = Ca3N2
Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitrure.
e) Interaction des métaux avec le carbone.
Composés de métaux et de carbone - carbures. Ils sont formés par l’interaction des matières fondues avec le carbone. Les métaux actifs forment des composés stoechiométriques avec le carbone :
4Al + 3C = Al4C3
Les métaux - les éléments d forment des composés de composition non stœchiométrique tels que des solutions solides : WC, ZnC, TiC - sont utilisés pour produire des aciers extra-durs.
2. Interaction des métaux avec l'eau.
Les métaux qui ont un potentiel plus négatif que le potentiel redox de l'eau réagissent avec l'eau.
Les métaux actifs réagissent plus activement avec l'eau, décomposant l'eau et libérant de l'hydrogène.
Na + 2H2O = H2 + 2NaOH
Les métaux moins actifs décomposent lentement l'eau et le processus est ralenti en raison de la formation de substances insolubles.
3. Interaction des métaux avec des solutions salines.
Cette réaction est possible si le métal réagissant est plus actif que celui du sel :
Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4
0,76 V., = + 0,34 V.
Un métal avec un potentiel d'électrode standard plus négatif ou moins positif déplace un autre métal de la solution de son sel.
4. Interaction des métaux avec des solutions alcalines.
Les métaux qui produisent des hydroxydes amphotères ou qui ont des états d'oxydation élevés en présence d'agents oxydants puissants peuvent réagir avec les alcalis. Lorsque les métaux interagissent avec des solutions alcalines, l’agent oxydant est l’eau.
Exemple:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oxydation
Zn 0 - agent réducteur
1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - réduction
H 2 O - agent oxydant
Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2
Les métaux avec des états d'oxydation élevés peuvent interagir avec les alcalis pendant la fusion :
4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O
5. Interaction des métaux avec les acides.
Ce sont des réactions complexes ; les produits de réaction dépendent de l’activité du métal, du type et de la concentration de l’acide ainsi que de la température.
En fonction de l'activité, les métaux sont classiquement divisés en activités actives, moyennes et faibles.
Les acides sont classiquement divisés en 2 groupes :
Groupe I - acides à faible pouvoir oxydant : HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (dilué), H 3 PO 4, H 2 S, l'agent oxydant ici est H +. Lors de l'interaction avec les métaux, de l'oxygène (H 2 ) est libéré. Les métaux avec un potentiel d'électrode négatif réagissent avec les acides du premier groupe.
Groupe II - acides à haut pouvoir oxydant : H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (dilué), HNO 3 (conc.). Dans ces acides, les agents oxydants sont les anions acides : . Les produits de réduction anionique peuvent être très divers et dépendent de l’activité du métal.
H 2 S - avec des métaux actifs
H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - avec des métaux d'activité moyenne
SO 2 - avec des métaux peu actifs
NH 3 (NH 4 NO 3) - avec des métaux actifs
HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - avec des métaux d'activité moyenne
NON - avec des métaux peu actifs
HNO 3 (conc.) - NO 2 - avec des métaux de toute activité.
Si les métaux ont une valence variable, alors avec les acides du groupe I, les métaux acquièrent un état d'oxydation positif inférieur : Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Lors de l'interaction avec les acides du groupe II, l'état d'oxydation est +3 : Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, et l'hydrogène n'est jamais libéré.
Certains métaux (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, etc.) dans les solutions d'acides forts, lorsqu'ils sont oxydés, se couvrent d'un film d'oxyde dense, qui protège le métal d'une dissolution ultérieure (passivation), mais lorsqu'il est chauffé, l'oxyde le film se dissout et la réaction se poursuit.
Les métaux légèrement solubles avec un potentiel d'électrode positif peuvent se dissoudre dans les acides du groupe I en présence d'agents oxydants puissants.
Les métaux (du latin metallum - mine, mine) sont un groupe d'éléments sous la forme de substances simples avec des propriétés métalliques caractéristiques, telles qu'une conductivité thermique et électrique élevée, un coefficient de résistance à la température positif, une ductilité élevée et un éclat métallique.
Parmi les 118 éléments chimiques découverts jusqu’à présent (tous ne sont pas officiellement reconnus), les métaux comprennent :
- 6 éléments du groupe des métaux alcalins,
- 6 dans le groupe des métaux alcalino-terreux,
- 38 dans le groupe des métaux de transition,
- 11 dans le groupe des métaux légers,
- 7 dans le groupe des semi-métaux,
- 14 dans le groupe lanthanides + lanthane,
- 14 dans le groupe des actinides (les propriétés physiques de tous les éléments n'ont pas été étudiées) + actinium,
- en dehors de certains groupes, le béryllium et le magnésium.
Ainsi, 96 de tous les éléments découverts pourraient être des métaux.
En astrophysique, le terme « métal » peut avoir une signification différente et désigner tous les éléments chimiques plus lourds que l'hélium.
Propriétés caractéristiques des métaux
- Lustre métallique (caractéristique non seulement des métaux : les non-métaux, l'iode et le carbone sous forme de graphite l'ont également)
- Bonne conductivité électrique
- Possibilité d'usinage facile
- Haute densité (généralement les métaux sont plus lourds que les non-métaux)
- Point de fusion élevé (exceptions : mercure, gallium et métaux alcalins)
- Grande conductivité thermique
- Ce sont le plus souvent des agents réducteurs dans les réactions.
Propriétés physiques des métaux
Tous les métaux (à l'exception du mercure et, conditionnellement, du francium) sont à l'état solide dans des conditions normales, mais ont des duretés différentes. Vous trouverez ci-dessous la dureté de certains métaux sur l'échelle de Mohs.
Point de fusion les métaux purs vont de −39 °C (mercure) à 3 410 °C (tungstène). La plupart des métaux (à l'exception des alcalis) ont un point de fusion élevé, mais certains métaux « normaux », comme l'étain et le plomb, peuvent fondre sur une cuisinière électrique ou à gaz ordinaire.
En fonction de la densité, les métaux sont divisés en métaux légers (densité 0,53 ÷ 5 g/cm³) et lourds (5 ÷ 22,5 g/cm³). Le métal le plus léger est le lithium (densité 0,53 g/cm³). Il est actuellement impossible de nommer le métal le plus lourd, car les densités de l'osmium et de l'iridium - les deux métaux les plus lourds - sont presque égales (environ 22,6 g/cm³ - exactement deux fois la densité du plomb), et calculer leur densité exacte est extrêmement difficile : pour cela, vous avez besoin nettoyer complètement les métaux, car les impuretés réduisent leur densité.
La plupart des métaux Plastique, c'est-à-dire que le fil métallique peut être plié sans se casser. Cela se produit en raison du déplacement de couches d'atomes métalliques sans rompre la liaison entre elles. Les plus ductiles sont l'or, l'argent et le cuivre. L'or peut être utilisé pour fabriquer une feuille de 0,003 mm d'épaisseur, utilisée pour la dorure des produits. Cependant, tous les métaux ne sont pas ductiles. Le fil de zinc ou d'étain craque lorsqu'il est plié ; Lorsqu'ils sont déformés, le manganèse et le bismuth ne se plient pratiquement pas, mais se cassent immédiatement. La plasticité dépend aussi de la pureté du métal ; Ainsi, le chrome très pur est très ductile, mais, contaminé par des impuretés même mineures, il devient cassant et plus dur. Certains métaux comme l’or, l’argent, le plomb, l’aluminium et l’osmium peuvent croître ensemble, mais cela peut prendre des décennies.
Tous les métaux sont bons conduire le courant électrique ; cela est dû à la présence dans leurs réseaux cristallins d'électrons mobiles se déplaçant sous l'influence d'un champ électrique. L'argent, le cuivre et l'aluminium ont la conductivité électrique la plus élevée ; pour cette raison, ces deux derniers métaux sont le plus souvent utilisés comme matériaux de fil. Le sodium a également une conductivité électrique très élevée ; dans les équipements expérimentaux, on connaît des tentatives d'utilisation de conducteurs de sodium sous la forme de tuyaux en acier inoxydable à paroi mince remplis de sodium. En raison de la faible densité du sodium, à résistance égale, les « fils » de sodium sont beaucoup plus légers que le cuivre et même un peu plus légers que l'aluminium.
La conductivité thermique élevée des métaux dépend également de la mobilité des électrons libres. Par conséquent, la série de conductivités thermiques est similaire à la série de conductivités électriques, et le meilleur conducteur de chaleur, ainsi que d’électricité, est l’argent. Le sodium est également utilisé comme bon conducteur de chaleur ; Il est bien connu, par exemple, que le sodium est utilisé dans les soupapes des moteurs automobiles pour améliorer leur refroidissement.
Couleur La plupart des métaux sont à peu près identiques : gris clair avec une teinte bleuâtre. L'or, le cuivre et le césium sont respectivement jaune, rouge et jaune clair.
Propriétés chimiques des métaux
Au niveau électronique externe, la plupart des métaux ont un petit nombre d'électrons (1-3), donc dans la plupart des réactions, ils agissent comme des agents réducteurs (c'est-à-dire qu'ils « donnent » leurs électrons).
Réactions avec des substances simples
- Tous les métaux, à l'exception de l'or et du platine, réagissent avec l'oxygène. La réaction avec l'argent se produit à des températures élevées, mais l'oxyde d'argent (II) ne se forme pratiquement pas car il est thermiquement instable. Selon le métal, le résultat peut inclure des oxydes, des peroxydes et des superoxydes :
oxyde de lithium
peroxyde de sodium
superoxyde de potassium
Pour obtenir un oxyde à partir du peroxyde, le peroxyde est réduit avec un métal :
Avec les métaux moyennement et faiblement actifs, la réaction se produit lorsqu'ils sont chauffés :
- Seuls les métaux les plus actifs réagissent avec l'azote ; à température ambiante, seul le lithium réagit en formant des nitrures :
Lorsqu'il est chauffé :
- Tous les métaux, à l'exception de l'or et du platine, réagissent avec le soufre :
Le fer réagit avec le soufre lorsqu'il est chauffé, formant du sulfure :
- Seuls les métaux les plus actifs, c'est-à-dire les métaux des groupes IA et IIA à l'exception de Be, réagissent avec l'hydrogène. Des réactions se produisent lorsqu'elles sont chauffées et des hydrures se forment. Dans les réactions, le métal agit comme un agent réducteur, l'état d'oxydation de l'hydrogène est -1 :
- Seuls les métaux les plus actifs réagissent avec le carbone. Dans ce cas, il se forme des acétyléniures ou des méthanides. Lorsqu'ils réagissent avec l'eau, les acétyléniures donnent de l'acétylène, les méthanides donnent du méthane.
Les métaux désignent un groupe d'éléments qui se présentent sous la forme des substances les plus simples. Ils ont des propriétés caractéristiques, à savoir une conductivité électrique et thermique élevée, un coefficient de résistance à la température positif, une ductilité élevée et un éclat métallique.
A noter que parmi les 118 éléments chimiques découverts jusqu’à présent, les suivants doivent être classés comme métaux :
- parmi le groupe des métaux alcalino-terreux, il y a 6 éléments ;
- parmi les métaux alcalins, il y a 6 éléments ;
- parmi les métaux de transition 38 ;
- dans le groupe des métaux légers 11 ;
- Il y a 7 éléments parmi les semi-métaux,
- 14 parmi les lanthanides et le lanthane,
- 14 dans le groupe des actinides et des anémones de mer,
- Le béryllium et le magnésium sortent de la définition.
Sur cette base, 96 éléments sont classés comme métaux. Examinons de plus près avec quoi les métaux réagissent. Étant donné que la plupart des métaux ont un petit nombre d'électrons de 1 à 3 au niveau électronique externe, dans la plupart de leurs réactions, ils peuvent agir comme agents réducteurs (c'est-à-dire qu'ils cèdent leurs électrons à d'autres éléments).
Réactions avec les éléments les plus simples
- À l'exception de l'or et du platine, absolument tous les métaux réagissent avec l'oxygène. Notez également que la réaction se produit avec l’argent à des températures élevées, mais que l’oxyde d’argent (II) ne se forme pas à des températures normales. Selon les propriétés du métal, des oxydes, des superoxydes et des peroxydes se forment à la suite d'une réaction avec l'oxygène.
Voici des exemples de chaque formation chimique :
- oxyde de lithium – 4Li+O 2 =2Li 2 O ;
- superoxyde de potassium – K+O 2 =KO 2 ;
- peroxyde de sodium – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.
Afin d'obtenir un oxyde à partir d'un peroxyde, il faut le réduire avec le même métal. Par exemple, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Avec des métaux faiblement et moyennement actifs, une réaction similaire ne se produira que lorsqu'ils sont chauffés, par exemple : 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.
- Les métaux ne peuvent réagir avec l'azote qu'avec les métaux actifs, cependant, à température ambiante, seul le lithium peut réagir, formant des nitrures - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, cependant, lorsqu'il est chauffé, la réaction chimique suivante se produit : 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N2 =Ca3N2.
- Absolument tous les métaux réagissent avec le soufre, comme avec l'oxygène, à l'exception de l'or et du platine. Notez que le fer ne peut réagir que lorsqu'il est chauffé avec du soufre, formant du sulfure : Fe+S=FeS
- Seuls les métaux actifs peuvent réagir avec l'hydrogène. Il s'agit notamment des métaux des groupes IA et IIA, à l'exception du béryllium. De telles réactions ne peuvent se produire que lorsqu'elles sont chauffées, formant des hydrures.
Puisque l'état d'oxydation de l'hydrogène est considéré comme 1, les métaux agissent dans ce cas comme des agents réducteurs : 2Na + H 2 = 2NaH.
- Les métaux les plus actifs réagissent également avec le carbone. À la suite de cette réaction, des acétyléniures ou des méthanides se forment.
Considérons quels métaux réagissent avec l'eau et que produisent-ils à la suite de cette réaction ? Les acétylènes, lorsqu'ils réagissent avec l'eau, donneront de l'acétylène et du méthane sera obtenu à la suite de la réaction de l'eau avec les méthanides. Voici des exemples de ces réactions :
- Acétylène – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
- Méthane - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH + C 2 H 2.
Réaction des acides avec les métaux
Les métaux peuvent également réagir différemment avec les acides. Seuls les métaux qui appartiennent à la série d'activités électrochimiques des métaux jusqu'à l'hydrogène réagissent avec tous les acides.
Donnons un exemple de réaction de substitution qui montre avec quoi les métaux réagissent. D'une autre manière, cette réaction est appelée redox : Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.
Certains acides peuvent également interagir avec les métaux qui viennent après l'hydrogène : Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.
A noter qu'un tel acide dilué peut réagir avec un métal selon le schéma classique présenté : Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.
D'un point de vue chimique Un métal est un élément qui présente un état d'oxydation positif dans tous les composés. Sur les 109 éléments actuellement connus, 86 sont des métaux. La principale caractéristique distinctive des métaux est la présence à l’état condensé d’électrons libres qui ne sont pas liés à un atome spécifique. Ces électrons sont capables de se déplacer dans tout le volume du corps. La présence d'électrons libres détermine l'ensemble des propriétés des métaux. À l'état solide, la plupart des métaux ont une structure cristalline hautement symétrique de l'un des types suivants : cubique à corps centré, cubique à face centrée ou hexagonal compact (Fig. 1).
Riz. 1. Structure typique d'un cristal métallique : a – cubique centré sur le corps ; b – face cubique centrée ; c – hexagonal dense
Il existe une classification technique des métaux. On distingue généralement les groupes suivants : métaux noirs(Fe); métaux lourds non ferreux(Cu, Pb, Zn, Ni, Sn, Co, Sb, Bi, Hg, Cd), métaux légers de densité inférieure à 5 g/cm 3 (Al, Mg, Ca...), métaux précieux(Au, Ag et métaux platine) Et métaux rares(Be, Sc, In, Ge et quelques autres).
En chimie, les métaux sont classés selon leur place dans le tableau périodique des éléments. Il existe des métaux des sous-groupes principaux et secondaires. Les métaux des principaux sous-groupes sont appelés intransition. Ces métaux se caractérisent par le fait que dans leurs atomes, les couches d’électrons s et p sont remplies séquentiellement.
Les métaux typiques sont s-éléments(métaux alcalins Li, Na, K, Rb, Cs, Fr et alcalino-terreux Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). Ces métaux sont situés dans les sous-groupes Ia et IIa (c'est-à-dire dans les principaux sous-groupes des groupes I et II). Ces métaux correspondent à la configuration des couches d'électrons de valence ns 1 ou ns 2 (n est le nombre quantique principal). Ces métaux se caractérisent par :
a) les métaux ont 1 à 2 électrons dans le niveau externe, ils présentent donc des états d'oxydation constants +1, +2 ;
b) les oxydes de ces éléments sont de nature basique (à l'exception du béryllium, puisque le petit rayon de l'ion lui confère des propriétés amphotères) ;
c) les hydrures sont de nature saline et forment des cristaux ioniques ;
d) l'excitation des sous-niveaux électroniques n'est possible que dans les métaux du groupe IIA avec hybridation sp ultérieure des orbitales.
À p-métaux comprennent les éléments IIIa (Al, Ga, In, Tl), IVa (Ge, Sn, Pb), Va (Sb, Bi) et VIa (Po) avec les principaux nombres quantiques 3, 4, 5, 6. Ces métaux correspondent à la configuration des couches électroniques de valence ns 2 p z (z peut prendre une valeur de 1 à 4 et est égal au numéro de groupe moins 2). Ces métaux se caractérisent par :
a) la formation de liaisons chimiques est réalisée par les électrons s - et p - au cours du processus de leur excitation et de leur hybridation (sp - et spd), cependant, de haut en bas en groupes, la capacité d'hybridation diminue ;
b) oxydes de métaux p–, amphotères ou acides (oxydes basiques uniquement pour In et Tl) ;
c) les hydrures p-métalliques sont de nature polymère (AlH 3) n ou gazeux (SnH 4, PbH 4, etc.), ce qui confirme la similitude avec les non-métaux qui ouvrent ces groupes.
Dans les atomes de métaux des sous-groupes secondaires, appelés métaux de transition, se produit la formation de coquilles d et f, selon lesquelles elles sont divisées en un groupe d et deux groupes f, les lanthanides et les actinides.
Les métaux de transition comprennent 37 éléments du groupe D et 28 métaux du groupe F. À métaux du groupe D comprennent les éléments Ib (Cu, Ag, Au), IIb (Zn, Cd, Hg), IIIb (Sc, Y, La, Ac), IVb (Ti, Zr, Hf, Db), Vb (V, Nb, Ta, Jl), VIb (Cr, Mo, W, Rf), VIIb (Mn, Tc, Re, Bh) et VIII (Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Rt, Hn, Mt, Db, Jl, Rf, Bh, Hn, Mt). Ces éléments correspondent à la configuration 3d z 4s 2. Les exceptions sont certains atomes, notamment les atomes de chrome avec une coque 3d 5 à moitié remplie (3d 5 4s 1) et les atomes de cuivre avec une coque 3d 10 entièrement remplie (3d 10 4s 1). Ces éléments ont certaines propriétés communes :
1. ils forment tous des alliages entre eux et d’autres métaux ;
2. la présence de couches électroniques partiellement remplies détermine la capacité des métaux d à former des composés paramagnétiques ;
3. dans les réactions chimiques, ils présentent une valence variable (à quelques exceptions près) et leurs ions et composés sont généralement colorés ;
4. dans les composés chimiques, les éléments d sont électropositifs. Les métaux « nobles », ayant une valeur positive élevée du potentiel d'électrode standard (E>0), interagissent avec les acides de manière inhabituelle ;
5. Les ions d-métal ont des orbitales atomiques vacantes du niveau de valence (ns, np, (n–1) d), ils présentent donc des propriétés d'accepteur, agissant comme un ion central dans les composés de coordination (complexes).
Les propriétés chimiques des éléments sont déterminées par leur position dans le tableau périodique des éléments de Mendeleïev. Ainsi, les propriétés métalliques augmentent de haut en bas dans le groupe, ce qui est dû à une diminution de la force d'interaction entre les électrons de valence et le noyau due à une augmentation du rayon de l'atome et à une augmentation de l'écrantage par électrons situés dans les orbitales atomiques internes. Cela conduit à une ionisation plus facile de l’atome. Au cours d'une période, les propriétés métalliques diminuent de gauche à droite, car cela est dû à une augmentation de la charge du noyau et donc à une augmentation de la force de la liaison entre les électrons de valence et le noyau.
Chimiquement, les atomes de tous les métaux se caractérisent par la relative facilité d’abandon des électrons de valence (c’est-à-dire une faible énergie d’ionisation) et une faible affinité électronique (c’est-à-dire une faible capacité à retenir les électrons en excès). Il en résulte une faible valeur d'électronégativité, c'est-à-dire la capacité de former uniquement des ions chargés positivement et de ne présenter qu'un état d'oxydation positif dans leurs composés. À cet égard, les métaux à l’état libre sont des agents réducteurs.
La capacité réductrice des différents métaux n’est pas la même. Pour les réactions en solutions aqueuses, elle est déterminée par la valeur du potentiel d'électrode standard du métal (c'est-à-dire la position du métal dans la série de tensions) et la concentration (activité) de ses ions dans la solution.
Interaction des métaux avec des agents oxydants élémentaires(F 2, Cl 2, O 2, N 2, S, etc.). Par exemple, la réaction avec l'oxygène se déroule généralement comme suit
2Me + 0,5nO2 = Me2On,
où n est la valence du métal.
Interaction des métaux avec l'eau. Les métaux avec un potentiel standard inférieur à -2,71 V déplacent l'hydrogène de l'eau froide pour former des hydroxydes métalliques et de l'hydrogène. Les métaux avec un potentiel standard de –2,7 à –1,23 V déplacent l'hydrogène de l'eau lorsqu'ils sont chauffés
Me + nH 2 O = Me(OH) n + 0,5n H 2.
Les autres métaux ne réagissent pas avec l'eau.
Interaction avec les alcalis. Les métaux qui produisent des oxydes amphotères et les métaux présentant des états d'oxydation élevés peuvent réagir avec les alcalis en présence d'un agent oxydant puissant. Dans le premier cas, les métaux forment des anions à partir de leurs acides. Ainsi, la réaction entre l’aluminium et l’alcali s’écrira par l’équation
2Al + 6H 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 2
dans lequel le ligand est un ion hydroxyde. Dans le deuxième cas, il se forme des sels, par exemple K 2 CrO 4 .
Interaction des métaux avec les acides. Les métaux réagissent différemment avec les acides en fonction de la valeur numérique du potentiel d'électrode standard (E) (c'est-à-dire de la position du métal dans la série de tensions) et des propriétés oxydantes de l'acide :
· dans les solutions d'halogénures d'hydrogène et d'acide sulfurique dilué, seul l'ion H + est un agent oxydant, et donc les métaux dont le potentiel standard est inférieur au potentiel standard de l'hydrogène interagissent avec ces acides :
Moi + 2n H + = Moi n+ + n H 2 ;
· l'acide sulfurique concentré dissout presque tous les métaux, quelle que soit leur position dans la série des potentiels d'électrode standards (sauf Au et Pt). L'hydrogène n'est pas libéré dans ce cas, car La fonction d'agent oxydant dans un acide est assurée par l'ion sulfate (SO 4 2–). Selon la concentration et les conditions expérimentales, l'ion sulfate est réduit en divers produits. Ainsi, le zinc, selon la concentration en acide sulfurique et la température, réagit comme suit :
Zn + H 2 SO 4 (dilué) = ZnSO 4 + H 2
Zn + 2H 2 SO 4 (conc.) = ZnSO 4 + SO 2 +H 2 O
– lorsqu'il est chauffé 3Zn + 4H 2 SO 4 (conc.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
– à très haute température 4Zn + 5H 2 SO 4 (conc.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O ;
· dans l'acide nitrique dilué et concentré, l'ion nitrate (NO 3 –) remplit la fonction d'agent oxydant, donc les produits de réduction dépendent du degré de dilution de l'acide nitrique et de l'activité des métaux. En fonction de la concentration de l'acide, du métal (la valeur de son potentiel d'électrode standard) et des conditions de l'expérience, l'ion nitrate est réduit en divers produits. Ainsi, le calcium, selon la concentration en acide nitrique, réagit comme suit :
4Ca + 10HNO3 (ultra dilué) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4Ca + 10HNO3(conc) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O.
L'acide nitrique concentré ne réagit pas (passivation) avec le fer, l'aluminium, le chrome, le platine et certains autres métaux.
Interaction des métaux entre eux.À haute température, les métaux peuvent réagir entre eux pour former des alliages. Les alliages peuvent être des solutions solides et des composés chimiques (intermétalliques) (Mg 2 Pb, SnSb, Na 3 Sb 8, Na 2 K, etc.).
Propriétés du chrome métallique (…3d 5 4s 1). Le chrome, substance simple, est un métal argenté qui brille lorsqu'il est brisé, conduit bien l'électricité, a un point de fusion élevé (1890°C) et un point d'ébullition (2430°C), une grande dureté (en présence d'impuretés, le chrome très pur est mou ) et densité (7,2 g/cm 3).
Aux températures ordinaires, le chrome résiste aux oxydants élémentaires et à l’eau grâce à son film d’oxyde dense. À haute température, le chrome interagit avec l'oxygène et d'autres agents oxydants.
4Cr + 3O 2 ® 2Cr 2 O 3
2Cr + 3S (vapeur) ® Cr 2 S 3
Cr + Cl 2 (gaz) ® CrCl 3 (couleur framboise)
Cr + HCl (gaz) ® CrCl 2
2Cr + N 2 ® 2CrN (ou Cr 2 N)
Lorsqu'il est fusionné avec des métaux, le chrome forme des composés intermétalliques (FeCr 2, CrMn 3). A 600°C, le chrome réagit avec la vapeur d'eau :
2Cr + 3H 2 O ® Cr 2 O 3 + 3H 2
Électrochimiquement, le chrome métallique est proche du fer : Par conséquent, il peut se dissoudre dans les acides minéraux non oxydants (par anion), tels que les halogénures d'hydrogène :
Cr + 2HCl ® CrCl 2 (couleur bleue) + H 2.
Dans l’air, l’étape suivante se produit rapidement :
2CrCl 2 + 1/2O 2 + 2HCl ® 2CrCl 3 (vert) + H 2 O
Les acides minéraux oxydants (par anion) dissolvent le chrome à l'état trivalent :
2Cr + 6H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Dans le cas de HNO 3 (conc), une passivation du chrome se produit - un film d'oxyde solide se forme à la surface - et le métal ne réagit pas avec l'acide. (Le chrome passif a un potentiel redox élevé = +1,3 V.)
Le principal domaine d'application du chrome est la métallurgie : la création d'aciers au chrome. Ainsi, 3 à 4 % de chrome sont ajoutés à l'acier à outils, l'acier à roulements à billes contient 0,5 à 1,5 % de chrome, l'acier inoxydable (une des options) : 18 à 25 % de chrome, 6 à 10 % de nickel,< 0,14% углерода, ~0,8% титана, остальное – железо.
Propriétés du fer métallique (…3d 6 4s 2). Le fer est un métal blanc brillant. Forme plusieurs modifications cristallines stables dans une certaine plage de température.
Les propriétés chimiques du fer métallique sont déterminées par sa position dans la série de contraintes métalliques : .
Lorsqu'il est chauffé dans une atmosphère d'air sec, le fer oxyde :
2Fe + 3/2O 2 ® Fe 2 O 3
Selon les conditions et l'activité des non-métaux, le fer peut former des composés de type métallique (Fe 3 C, Fe 3 Si, Fe 4 N), salins (FeCl 2, FeS) et des solutions solides (avec C, Si , N, B, P, H ).
Le fer se corrode intensément dans l’eau :
2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O ® Fe 2 O 3 ×nH 2 O.
Avec un manque d'oxygène, il se forme de l'oxyde mixte Fe 3 O 4 :
3Fe + 2O 2 + nH 2 O ® Fe 3 O 4 ×nH 2 O
Les acides chlorhydrique, sulfurique et nitrique dilués dissolvent le fer en un ion divalent :
Fe + 2HCl ® FeCl 2 + H 2
4Fe + 10HNO 3(ultra dilué) ® 4Fe(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Les acides nitriques plus concentrés et les acides sulfuriques concentrés chauds oxydent le fer à l'état trivalent (NO et SO 2 sont libérés, respectivement) :
Fe + 4HNO 3 ® Fe(NO 3) 3 + NON + 2H 2 O
L'acide nitrique très concentré (densité 1,4 g/cm3) et l'acide sulfurique (oléum) passivent le fer, formant des films d'oxyde à la surface du métal.
Le fer est utilisé pour produire des alliages fer-carbone. L'importance biologique du fer est grande, car c'est un composant de l'hémoglobine dans le sang. Le corps humain contient environ 3 g de fer.
Propriétés chimiques du zinc métallique (…3d 10 4s 2). Le zinc est un métal blanc bleuté, ductile et malléable, mais au-dessus de 200°C il devient cassant. Dans l'air humide, il est recouvert d'un film protecteur du sel basique ZnCO 3 × 3Zn(OH) 2 ou ZnO et aucune autre oxydation ne se produit. À haute température, il interagit :
2Zn + O 2 ® 2ZnO
Zn + Cl 2 ® ZnCl 2
Zn + H 2 O (vapeur) ® Zn(OH) 2 + H 2 .
Sur la base des valeurs des potentiels d'électrodes standards, le zinc déplace le cadmium, qui est son analogue électronique, des sels : Cd 2+ + Zn ® Cd + Zn 2+.
En raison de la nature amphotère de l'hydroxyde de zinc, le zinc métallique est capable de se dissoudre dans les alcalis :
Zn + 2KOH + H 2 O ® K 2 + H 2
Dans les acides dilués :
Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2
4Zn + 10HNO 3 ® 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Dans les acides concentrés :
4Zn + 5H 2 SO 4 ® 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3Zn + 8HNO 3 ® 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Une partie importante du zinc est utilisée pour galvaniser les produits sidérurgiques. Les alliages zinc-cuivre (nickel-argent, laiton) sont largement utilisés industriellement. Le zinc est largement utilisé dans la fabrication de cellules galvaniques.
Propriétés chimiques du cuivre métallique (…3d 10 4s 1). Le cuivre métallique cristallise dans un réseau cristallin cubique à face centrée. C'est un métal rose malléable, mou et visqueux avec un point de fusion de 1083°C. Le cuivre occupe la deuxième place après l'argent en termes de conductivité électrique et thermique, ce qui détermine l'importance du cuivre pour le développement de la science et de la technologie.
Le cuivre réagit de la surface avec l'oxygène de l'air à température ambiante, la couleur de la surface devient plus foncée et en présence de CO 2, SO 2 et de vapeur d'eau, elle se recouvre d'un film verdâtre de sels basiques (CuOH) 2 CO 3, (CuOH)2SO4.
Le cuivre se combine directement avec l'oxygène, les halogènes, le soufre :
2Cu + O2 
2CuO
4CuO 2Cu 2 O + O 2
Cu + S ® Cu 2 S
En présence d'oxygène, le cuivre métallique réagit avec une solution d'ammoniaque à température ordinaire :
Étant dans la série de tensions après l'hydrogène, le cuivre ne le déplace pas des acides chlorhydrique et sulfurique dilués. Cependant, en présence d’oxygène atmosphérique, le cuivre se dissout dans ces acides :
2Cu + 4HCl + O 2 ® 2CuCl 2 + 2H 2 O
Les acides oxydants dissolvent le cuivre et le transforment en un état divalent :
Cu + 2H 2 SO 4 ® CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Cu + 8HNO 3(conc.) ® 3Cu(NO 3) 2 + NO 2 + 4H 2 O
Le cuivre n'interagit pas avec les alcalis.
Le cuivre interagit avec des sels de métaux plus actifs, et cette réaction redox est à la base de certaines cellules galvaniques :
Cu SO 4 + Zn® Zn SO 4 + Cu; E o = 1,1 B
Mg + CuCl 2 ® MgCl 2 + Cu; Eo = 1,75 V.
Le cuivre forme un grand nombre de composés intermétalliques avec d'autres métaux. Les alliages les plus connus et les plus précieux sont : le laiton Cu–Zn (18 – 40 % Zn), le bronze Cu–Sn (bronze cloche – 20 % Sn), le bronze à outils Cu–Zn–Sn (11 % Zn, 3 – 8 % Sn). ), cupronickel Cu–Ni–Mn–Fe (68 % Cu, 30 % Ni, 1 % Mn, 1 % Fe).
Trouver des métaux dans la nature et les méthodes de production. En raison de leur activité chimique élevée, les métaux se trouvent dans la nature sous la forme de divers composés, et uniquement des métaux peu actifs (nobles) - platine, or, etc. – trouvé dans un état natif (libre).
Les composés métalliques naturels les plus courants sont les oxydes (hématite Fe 2 O 3 , magnétite Fe 3 O 4 , cuprite Cu 2 O , corindon Al 2 O 3 , pyrolusite MnO 2 , etc.), les sulfures (galène PbS, sphalérite ZnS, chalcopyrite CuFeS , cinabre HgS, etc.), ainsi que des sels d'acides oxygénés (carbonates, silicates, phosphates et sulfates). Les métaux alcalins et alcalino-terreux se présentent principalement sous forme d'halogénures (fluorures ou chlorures).
La majeure partie des métaux est obtenue en traitant des minéraux - le minerai. Les métaux qui composent les minerais étant à l’état oxydé, ils sont obtenus par réaction de réduction. Le minerai est d'abord purifié des stériles.
Le concentré d'oxydes métalliques résultant est purifié à partir de l'eau et les sulfures, pour faciliter le traitement ultérieur, sont convertis en oxydes par cuisson, par exemple :
2ZnS + 2O 2 = 2ZnO + 2SO 2.
Pour séparer les éléments des minerais polymétalliques, la méthode de chloration est utilisée. Lorsque les minerais sont traités au chlore en présence d'un agent réducteur, des chlorures de divers métaux se forment qui, en raison de leur volatilité importante et variable, peuvent être facilement séparés les uns des autres.
La récupération des métaux dans l’industrie s’effectue à travers différents procédés. Le processus de réduction des composés métalliques anhydres à haute température est appelé pyrométallurgie. Les métaux plus actifs que le matériau ou le carbone résultant sont utilisés comme agents réducteurs. Dans le premier cas, on parle de métallothermie, dans le second de carbothermie, par exemple :
Ga2O3 + 3C = 2Ga + 3CO,
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3,
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2.
Le carbone a acquis une importance particulière en tant qu'agent réducteur du fer. Le carbone est généralement utilisé pour la réduction des métaux sous forme de coke.
Le procédé de récupération des métaux à partir de solutions aqueuses de leurs sels appartient au domaine de l'hydrométallurgie. La production de métaux est effectuée à des températures ordinaires et des métaux relativement actifs ou des électrons cathodiques pendant l'électrolyse peuvent être utilisés comme agents réducteurs. Par électrolyse de solutions aqueuses de sels, seuls des métaux relativement peu actifs peuvent être obtenus, situés dans une série de tensions (potentiels d'électrode standard) immédiatement avant ou après l'hydrogène. Les métaux actifs - alcalins, alcalino-terreux, aluminium et quelques autres, sont obtenus par électrolyse de sels fondus.
