Dans les réactions chimiques, les substances simples sont des métaux. je

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 :

1. oxyde de lithium – 4Li+O 2 =2Li 2 O ;
2. superoxyde de potassium – K+O 2 =KO 2 ;
3. 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 bérylium. 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 :

1. Acétylène – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
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 ^.

Propriétés réparatrices- ce sont les principales propriétés chimiques caractéristiques de tous les métaux. Ils se manifestent en interaction avec une grande variété d’agents oxydants, notamment des agents oxydants issus de l’environnement. De manière générale, l'interaction d'un métal avec des agents oxydants peut être exprimée par le schéma suivant :

Moi + Agent oxydant" Moi(+X),

Où (+X) est l’état d’oxydation positif de Me.

Exemples d'oxydation des métaux.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + Je 2 → Ti(+4) Ti + 2Je 2 = TiJe 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

INTERACTION DES MÉTAUX AVEC DES NON-MÉTAUX

Les non-métaux présentent des propriétés oxydantes dans les réactions avec les métaux, acceptant leurs électrons et étant réduits.

Interaction avec les halogènes

Halogènes (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) sont des agents oxydants puissants, donc tous les métaux interagissent avec eux dans des conditions normales :

2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

Le produit de cette réaction est un sel - un halogénure métallique ( MeF n -fluorure, MeCl n -chlorure, MeBr n -bromure, MeI n -iodure). Lors de l'interaction avec un métal, l'halogène est réduit à son état d'oxydation le plus bas (-1), etnégal à l’état d’oxydation du métal.

La vitesse de réaction dépend de l'activité chimique du métal et de l'halogène. L'activité oxydante des halogènes diminue dans le groupe de haut en bas (de F à I).

Interaction avec l'oxygène

Presque tous les métaux sont oxydés par l'oxygène (sauf Ag, Au, Pt ), et des oxydes se forment Moi 2 O n .

Métaux actifs Dans des conditions normales, ils interagissent facilement avec l’oxygène de l’air.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (avec flash)

Métaux d’activité intermédiaire réagissent également avec l'oxygène aux températures ordinaires. Mais la vitesse d'une telle réaction est nettement inférieure à celle avec la participation de métaux actifs.

Métaux peu actifs oxydé par l'oxygène lorsqu'il est chauffé (combustion dans l'oxygène).

Oxydes Les métaux peuvent être divisés en trois groupes selon leurs propriétés chimiques :

1. Oxydes basiques ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O etc.) sont formés de métaux dans des états d'oxydation faibles (+1, +2, généralement inférieurs à +4). Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides et les acides pour former des sels :

CaO + CO2 → CaCO3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Oxydes acides ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 etc.) sont formés de métaux dans des états d’oxydation élevés (généralement supérieurs à +4). Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques et les bases pour former des sels :

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Oxydes amphotères ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 etc.) ont une double nature et peuvent interagir aussi bien avec les acides qu’avec les bases :

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr2O3 + 6NaOH → 2Na3

Interaction avec le soufre

Tous les métaux interagissent avec le soufre (sauf Au ), formant des sels - sulfures Moi 2 S n . Dans ce cas, le soufre est réduit au degré d'oxydation «-2». Platine ( Pt ) n'interagit avec le soufre que sous une forme finement broyée. Les métaux alcalins, ainsi que Ca et Mg réagir de manière explosive avec le soufre lorsqu'il est chauffé. Zn, Al (en poudre) et Mg en réaction avec le soufre, ils donnent un éclair. De gauche à droite dans la série d'activités, le taux d'interaction des métaux avec le soufre diminue.

Interaction avec l'hydrogène

Certains métaux actifs forment des composés avec l'hydrogène - hydrures :

2 Na + H 2 → 2 NaH

Dans ces composés, l’hydrogène est dans un état d’oxydation rare de « -1 ».

E.A. Nudnova, M.V. Andrioukhova

La structure des atomes métalliques détermine non seulement les propriétés physiques caractéristiques des substances simples - les métaux, mais également leurs propriétés chimiques générales.

D'une grande diversité, toutes les réactions chimiques des métaux sont redox et ne peuvent être que de deux types : combinaison et substitution. Les métaux sont capables de donner des électrons lors de réactions chimiques, c'est-à-dire qu'ils sont des agents réducteurs et ne présentent qu'un état d'oxydation positif dans les composés résultants.

De manière générale, cela peut être exprimé par le schéma suivant :
Moi 0 – ne → Moi +n,
où Me est un métal – une substance simple, et Me 0+n est un métal, un élément chimique dans un composé.

Les métaux sont capables de donner leurs électrons de valence à des atomes non métalliques, des ions hydrogène et des ions d'autres métaux, et réagiront donc avec des non-métaux - substances simples, eau, acides, sels. Cependant, le pouvoir réducteur des métaux varie. La composition des produits de réaction des métaux avec diverses substances dépend de la capacité oxydante des substances et des conditions dans lesquelles la réaction se produit.

À haute température, la plupart des métaux brûlent dans l'oxygène :

2Mg + O2 = 2MgO

Seuls l'or, l'argent, le platine et certains autres métaux ne s'oxydent pas dans ces conditions.

De nombreux métaux réagissent avec les halogènes sans chauffage. Par exemple, la poudre d’aluminium, lorsqu’elle est mélangée à du brome, enflamme :

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Lorsque les métaux interagissent avec l’eau, des hydroxydes se forment dans certains cas. Dans des conditions normales, les métaux alcalins, ainsi que le calcium, le strontium et le baryum, interagissent très activement avec l'eau. Le schéma général de cette réaction ressemble à ceci :

Moi + HOH → Me(OH) n + H 2

D'autres métaux réagissent avec l'eau lorsqu'elle est chauffée : le magnésium lorsqu'elle bout, le fer dans la vapeur d'eau lorsqu'elle bout en rouge. Dans ces cas, des oxydes métalliques sont obtenus.

Si un métal réagit avec un acide, il fait partie du sel résultant. Lorsqu'un métal interagit avec des solutions acides, il peut être oxydé par les ions hydrogène présents dans la solution. L'équation ionique abrégée peut s'écrire sous la forme générale comme suit :

Moi + nH + → Moi n + + H 2

Les anions des acides contenant de l'oxygène, tels que les acides sulfurique et nitrique concentrés, ont des propriétés oxydantes plus fortes que les ions hydrogène. Par conséquent, les métaux qui ne peuvent pas être oxydés par les ions hydrogène, par exemple le cuivre et l'argent, réagissent avec ces acides.

Lorsque les métaux interagissent avec les sels, une réaction de substitution se produit : les électrons des atomes du métal remplaçant – le plus actif – passent aux ions du métal remplacé – le moins actif. Ensuite, le réseau remplace le métal par du métal dans les sels. Ces réactions ne sont pas réversibles : si le métal A déplace le métal B de la solution saline, alors le métal B ne déplacera pas le métal A de la solution saline.

Par ordre décroissant d'activité chimique se manifestant dans les réactions de déplacement des métaux les uns par rapport aux autres à partir de solutions aqueuses de leurs sels, les métaux se situent dans la série électrochimique de tensions (activités) des métaux :

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

Les métaux situés à gauche dans cette rangée sont plus actifs et sont capables de déplacer les métaux suivants des solutions salines.

L'hydrogène est inclus dans la série électrochimique des tensions des métaux, en tant que seul non-métal qui partage une propriété commune avec les métaux : former des ions chargés positivement. Ainsi, l’hydrogène remplace certains métaux dans leurs sels et peut lui-même être remplacé par de nombreux métaux dans les acides, par exemple :

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

Les métaux qui précèdent l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques le déplacent des solutions de nombreux acides (chlorhydrique, sulfurique, etc.), mais tous ceux qui le suivent, par exemple le cuivre, ne le déplacent pas.

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1. Les métaux réagissent avec les non-métaux.

2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Les métaux alcalins, à l'exception du lithium, forment des peroxydes :

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Les métaux précédant l'hydrogène réagissent avec les acides (à l'exception des acides nitrique et sulfurique) pour libérer de l'hydrogène.

Moi + HCl → sel + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Les métaux actifs réagissent avec l'eau pour former un alcali et libérer de l'hydrogène.

2Moi+ 2n H 2 O → 2Me(OH)n+ n H2

Le produit de l’oxydation du métal est son hydroxyde – Me(OH) n (où n est l’état d’oxydation du métal).

Par exemple:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Les métaux d'activité moyenne réagissent avec l'eau lorsqu'ils sont chauffés pour former de l'oxyde métallique et de l'hydrogène.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Le produit d'oxydation dans de telles réactions est l'oxyde métallique Me 2 O n (où n est l'état d'oxydation du métal).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2

5. Les métaux après l'hydrogène ne réagissent pas avec l'eau et les solutions acides (sauf pour les concentrations nitriques et soufrées)

6. Les métaux les plus actifs déplacent les métaux les moins actifs des solutions de leurs sels.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Les métaux actifs - le zinc et le fer - ont remplacé le cuivre dans le sulfate et formé des sels. Le zinc et le fer ont été oxydés et le cuivre a été réduit.

7. Les halogènes réagissent avec l'eau et les solutions alcalines.

Le fluor, contrairement aux autres halogènes, oxyde l'eau :

2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .

à froid : Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O du chlorure et de l'hypochlorite se forment

lorsqu'il est chauffé : 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O du lorure et du chlorate se forment

8 Les halogènes actifs (sauf le fluor) déplacent les halogènes moins actifs des solutions de leurs sels.

9. Les halogènes ne réagissent pas avec l'oxygène.

10. Les métaux amphotères (Al, Be, Zn) réagissent avec des solutions d'alcalis et d'acides.

3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O

11. Le magnésium réagit avec le dioxyde de carbone et l'oxyde de silicium.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Les métaux alcalins (sauf le lithium) forment des peroxydes avec l'oxygène.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Classification des composés inorganiques

Substances simples – les substances dont les molécules sont constituées d'atomes du même type (atomes du même élément). Lors de réactions chimiques, ils ne peuvent pas se décomposer pour former d'autres substances.

Substances complexes (ou composés chimiques) sont des substances dont les molécules sont constituées d'atomes de différents types (atomes de différents éléments chimiques). Lors de réactions chimiques, ils se décomposent pour former plusieurs autres substances.

Les substances simples sont divisées en deux grands groupes : les métaux et les non-métaux.

Métaux – un groupe d'éléments aux propriétés métalliques caractéristiques : les solides (à l'exception du mercure) ont un éclat métallique, sont de bons conducteurs de chaleur et d'électricité, malléables (fer (Fe), cuivre (Cu), aluminium (Al), mercure ( Hg), or (Au), argent (Ag), etc.).

Non-métaux – un groupe d'éléments : substances solides, liquides (brome) et gazeuses qui n'ont pas d'éclat métallique, sont des isolants et sont fragiles.

Et les substances complexes, à leur tour, sont divisées en quatre groupes, ou classes : oxydes, bases, acides et sels.

Oxydes - ce sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'oxygène et une autre substance.

Terrains - ce sont des substances complexes dans lesquelles des atomes métalliques sont reliés à un ou plusieurs groupes hydroxyle.

Du point de vue de la théorie de la dissociation électrolytique, les bases sont des substances complexes dont la dissociation en solution aqueuse produit des cations métalliques (ou NH4+) et des anions hydroxydes OH-.

Acides - ce sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés ou échangés contre des atomes métalliques.

Sels - ce sont des substances complexes dont les molécules sont constituées d'atomes métalliques et de résidus acides. Un sel est le produit du remplacement partiel ou complet des atomes d’hydrogène d’un acide par un métal.