Kokie metalai reaguoja su deguonimi? Pereinamųjų elementų charakteristikos – varis, cinkas, chromas, geležis

1. Metalai reaguoja su nemetalais.

2 Aš + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Šarminiai metalai, išskyrus litį, sudaro peroksidus:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Metalai prieš vandenilį reaguoja su rūgštimis (išskyrus azoto ir sieros rūgštis), išskirdami vandenilį

Me + HCl → druska + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktyvieji metalai reaguoja su vandeniu, sudarydami šarmą ir išskiria vandenilį.

2Me+ 2n H2O → 2Me(OH)n+ n H 2

Metalo oksidacijos produktas yra jo hidroksidas – Me(OH) n (kur n – metalo oksidacijos būsena).

Pavyzdžiui:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Vidutinio aktyvumo metalai kaitinant reaguoja su vandeniu ir susidaro metalo oksidas ir vandenilis.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Tokiose reakcijose oksidacijos produktas yra metalo oksidas Me 2 O n (kur n yra metalo oksidacijos būsena).

3Fe + 4H2O → Fe2O3FeO + 4H2

5. Metalai po vandenilio nereaguoja su vandeniu ir rūgščių tirpalais (išskyrus azoto ir sieros koncentracijas)

6. Aktyvesni metalai išstumia mažiau aktyvius iš savo druskų tirpalų.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Aktyvūs metalai – cinkas ir geležis – sulfate pakeitė varį ir susidarė druskos. Cinkas ir geležis buvo oksiduojami, o varis redukuotas.

7. Halogenai reaguoja su vandeniu ir šarmo tirpalu.

Fluoras, skirtingai nei kiti halogenai, oksiduoja vandenį:

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

šaltyje: susidaro Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O chloridas ir hipochloritas

kaitinant: susidaro 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O loridas ir chloratas

8 Aktyvūs halogenai (išskyrus fluorą) išstumia mažiau aktyvius halogenus iš jų druskų tirpalų.

9. Halogenai nereaguoja su deguonimi.

10. Amfoteriniai metalai (Al, Be, Zn) reaguoja su šarmų ir rūgščių tirpalais.

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

11. Magnis reaguoja su anglies dioksidu ir silicio oksidu.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Šarminiai metalai (išskyrus litį) su deguonimi sudaro peroksidus.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Neorganinių junginių klasifikacija

Paprastos medžiagos – medžiagos, kurių molekulės susideda iš to paties tipo atomų (to paties elemento atomų). Cheminių reakcijų metu jie negali suirti ir sudaryti kitas medžiagas.

Sudėtingos medžiagos (arba cheminiai junginiai) – tai medžiagos, kurių molekulės susideda iš skirtingų tipų atomų (skirtingų cheminių elementų atomų). Cheminių reakcijų metu jie suyra, sudarydami keletą kitų medžiagų.

Paprastos medžiagos skirstomos į dvi dideles grupes: metalus ir nemetalus.

Metalai – elementų grupė, pasižyminti būdingomis metalinėmis savybėmis: kietosios medžiagos (išskyrus gyvsidabrį) turi metalinį blizgesį, yra geri šilumos ir elektros laidininkai, kaliosios (geležis (Fe), varis (Cu), aliuminis (Al), gyvsidabris ( Hg), aukso (Au), sidabro (Ag) ir kt.).

Nemetalai – elementų grupė: kietos, skystos (bromo) ir dujinės medžiagos, kurios neturi metalinio blizgesio, yra izoliuojančios, trapios.

O sudėtingos medžiagos savo ruožtu skirstomos į keturias grupes arba klases: oksidus, bazes, rūgštis ir druskas.

Oksidai - tai sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra deguonies atomų ir kai kurių kitų medžiagų.

Priežastys - tai sudėtingos medžiagos, kuriose metalų atomai yra prijungti prie vienos ar daugiau hidroksilo grupių.

Elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu bazės yra sudėtingos medžiagos, kurias disociuojant vandeniniame tirpale susidaro metalo katijonai (arba NH4+) ir hidroksido anijonai OH-.

Rūgštys - tai sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti arba pakeisti metalo atomais.

Druskos - tai sudėtingos medžiagos, kurių molekulės susideda iš metalo atomų ir rūgščių liekanų. Druska yra dalinio arba visiško rūgšties vandenilio atomų pakeitimo metalu produktas.

Paprastų medžiagų – metalų – būdingos cheminės savybės

Dauguma cheminių elementų priskiriami metalams – 92 iš 114 žinomų elementų. Metalai- tai cheminiai elementai, kurių atomai atiduoda elektronus iš išorinio (o kai kurie iš išorinio) elektronų sluoksnio, virsdami teigiamais jonais. Šią metalo atomų savybę lemia kad jie turi palyginti didelius spindulius ir mažą elektronų skaičių(dažniausiai nuo 1 iki 3 ant išorinio sluoksnio). Vienintelės išimtys yra 6 metalai: germanio, alavo ir švino atomai išoriniame sluoksnyje turi 4 elektronus, stibio ir bismuto atomai - 5, polonio atomai - 6. Metalo atomams pasižyminčiomis mažomis elektronegatyvumo reikšmėmis(nuo 0,7 iki 1,9) ir išskirtinai atkuriamosios savybės t.y. galimybė paaukoti elektronus. D.I. Mendelejevo cheminių elementų periodinėje lentelėje metalai yra žemiau boro-astatino įstrižainės, taip pat virš jos, antriniuose pogrupiuose. Perioduose ir pagrindiniuose pogrupiuose galioja jums žinomi metalo pokyčių, taigi ir elementų atomų redukcinių savybių dėsniai.

Cheminiai elementai, esantys šalia boro-astatino įstrižainės (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb ir kt.) turi dvigubas savybes: vienuose jų junginiuose jie elgiasi kaip metalai, kituose pasižymi nemetalų savybėmis. Antriniuose pogrupiuose metalų redukcinės savybės dažniausiai mažėja didėjant atominiam skaičiui.

Palyginkite jums žinomų antrinio pogrupio I grupės metalų aktyvumą: Cu, Ag, Au; Antrojo pogrupio II grupė: Zn, Cd, Hg – ir tuo įsitikinsite patys. Tai galima paaiškinti tuo, kad ryšio tarp valentinių elektronų ir branduolio šių metalų atomuose stiprumui daugiausia įtakos turi branduolio krūvio dydis, o ne atomo spindulys. Branduolinis krūvis žymiai padidėja, o elektronų pritraukimas prie branduolio didėja. Šiuo atveju, nors atomo spindulys didėja, jis nėra toks reikšmingas kaip pagrindinių pogrupių metalams.

Paprastos medžiagos, sudarytos iš cheminių elementų - metalų, ir sudėtingos metalų turinčios medžiagos vaidina gyvybiškai svarbų vaidmenį mineraliniame ir organiniame Žemės „gyvenime“. Pakanka prisiminti, kad metalo elementų atomai (jonai) yra neatskiriama junginių, lemiančių medžiagų apykaitą žmonių ir gyvūnų organizme, dalis. Pavyzdžiui, žmogaus kraujyje yra 76 elementai, ir tik 14 iš jų nėra metalai.

Žmogaus organizme kai kurių metalų elementų (kalcio, kalio, natrio, magnio) yra dideli kiekiai, t.y. jie yra makroelementai. O metalų, tokių kaip chromas, manganas, geležis, kobaltas, varis, cinkas, molibdenas, yra nedideliais kiekiais, t.y. tai yra mikroelementai. Jei žmogus sveria 70 kg, tai jo organizme yra (gramais): kalcio - 1700, kalio - 250, natrio - 70, magnio - 42, geležies - 5, cinko - 3. Visi metalai yra be galo svarbūs, kyla sveikatos problemų ir su jų trūkumu ir pertekliumi.

Pavyzdžiui, natrio jonai reguliuoja vandens kiekį organizme ir nervinių impulsų perdavimą. Jo trūkumas sukelia galvos skausmą, silpnumą, blogą atmintį, apetito praradimą, o jo perteklius sukelia kraujospūdžio padidėjimą, hipertenziją ir širdies ligas.

Paprastos medžiagos – metalai

Civilizacijos atsiradimas (bronzos amžius, geležies amžius) siejamas su metalų (paprastų medžiagų) ir lydinių gamybos plėtra. Maždaug prieš 100 metų prasidėjusi mokslo ir technologijų revoliucija, turėjusi įtakos tiek pramonei, tiek socialinei sferai, taip pat glaudžiai susijusi su metalų gamyba. Volframo, molibdeno, titano ir kitų metalų pagrindu jie pradėjo kurti korozijai atsparius, itin kietus, ugniai atsparius lydinius, kurių naudojimas labai išplėtė mechanikos inžinerijos galimybes. Branduolinėje ir kosminėje technologijoje iš volframo ir renio lydinių gaminamos detalės, kurios veikia iki 3000 °C temperatūroje; Medicinoje naudojami chirurginiai instrumentai iš tantalo ir platinos lydinių bei unikali keramika titano ir cirkonio oksidų pagrindu.

Ir, žinoma, nereikia pamiršti, kad daugumoje lydinių naudojama seniai žinoma metalinė geležis, o daugelio lengvųjų lydinių pagrindas yra palyginti „jauni“ metalai - aliuminis ir magnis. Kompozitinės medžiagos tapo supernovomis, atstovaujančiomis, pavyzdžiui, polimerą ar keramiką, kurios viduje (kaip betonas su geležiniais strypais) yra sutvirtintos metalo pluoštu iš volframo, molibdeno, plieno ir kitų metalų bei lydinių – viskas priklauso nuo užsibrėžto tikslo, jam pasiekti reikalingos medžiagos savybės. Paveiksle parodyta natrio metalo kristalinės gardelės diagrama. Jame kiekvienas natrio atomas yra apsuptas aštuonių kaimynų. Natrio atomas, kaip ir visi metalai, turi daug tuščių valentinių orbitalių ir mažai valentinių elektronų. Elektroninė natrio atomo formulė: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, kur 3s, 3p, 3d - valentinės orbitalės.

Natrio atomo vienvalentinis elektronas 3s 1 gali užimti bet kurią iš devynių laisvų orbitalių – 3s (vieną), 3p (tris) ir 3d (penkias), nes energijos lygiu mažai skiriasi. Kai atomai artėja vienas prie kito, kai susidaro kristalinė gardelė, gretimų atomų valentinės orbitalės persidengia, dėl to elektronai laisvai juda iš vienos orbitos į kitą, užmegzdami ryšius tarp visų metalo kristalo atomų. Toks cheminis ryšys vadinamas metaliniu.

Metalinį ryšį sudaro elementai, kurių atomai išoriniame sluoksnyje turi mažai valentinių elektronų, palyginti su daugybe išorinių orbitalių, kurios yra energetiškai artimos. Jų valentiniai elektronai yra silpnai laikomi atome. Elektronai, vykdantys ryšį, yra socializuojami ir juda visoje paprastai neutralaus metalo kristalinėje gardelėje. Medžiagoms, turinčioms metalinį ryšį, būdingos metalinės kristalinės gardelės, kurios dažniausiai vaizduojamos schematiškai, kaip parodyta paveikslėlyje. Kristalinės gardelės vietose išsidėstę katijonai ir metalo atomai užtikrina jos stabilumą ir stiprumą (socializuoti elektronai vaizduojami kaip maži juodi rutuliukai).

Metalinė jungtis- tai metalų ir lydinių ryšys tarp metalų atomų, esančių kristalinės gardelės mazguose, kurį atlieka bendri valentiniai elektronai. Kai kurie metalai kristalizuojasi dviem ar daugiau kristalinių formų. Ši medžiagų savybė – egzistuoti keliomis kristalinėmis modifikacijomis – vadinama polimorfizmu. Paprastų medžiagų polimorfizmas žinomas kaip alotropija. Pavyzdžiui, geležis turi keturias kristalines modifikacijas, kurių kiekviena yra stabili tam tikrame temperatūros diapazone:

α - stabilus iki 768 °C, feromagnetinis;

β – stabilus nuo 768 iki 910 °C, neferomagnetinis, t.y. paramagnetinis;

γ – stabilus nuo 910 iki 1390 °C, neferomagnetinis, t.y. paramagnetinis;

δ – stabilus nuo 1390 iki 1539 °C (£° pl geležies), neferomagnetinis.

Alavas turi dvi kristalines modifikacijas:

α – stabilus žemiau 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Tai pilka skarda. Jis turi deimantinio tipo kristalinę gardelę (atominę);

β – stabilus virš 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Tai balta skarda.

Balta skarda yra sidabriškai baltas, labai minkštas metalas. Atvėsus žemiau 13,2 °C, jis subyra į pilkus miltelius, nes perėjimo metu jo specifinis tūris žymiai padidėja. Šis reiškinys buvo vadinamas „alavo maru“.

Žinoma, specialus cheminio ryšio tipas ir metalų kristalinės gardelės tipas turi nustatyti ir paaiškinti jų fizines savybes. kas jie tokie? Tai metalo blizgesys, plastiškumas, didelis elektros ir šilumos laidumas, elektrinės varžos padidėjimas kylant temperatūrai, taip pat tokios reikšmingos savybės kaip tankis, aukšta lydymosi ir virimo temperatūra, kietumas ir magnetinės savybės. Mechaninis poveikis kristalui su metaline kristaline gardele sukelia jonų atomų sluoksnių pasislinkimą vienas kito atžvilgiu (17 pav.), o kadangi elektronai juda po kristalą, ryšys nenutrūksta, todėl metalams būdingas didesnis. plastiškumas. Panašus poveikis kietajai medžiagai su kovalentiniais ryšiais (atomine kristaline gardele) sukelia kovalentinių ryšių nutrūkimą. Ryšių nutraukimas joninėje gardelėje sukelia abipusį panašiai įkrautų jonų atstūmimą. Todėl medžiagos su atominėmis ir joninėmis kristalinėmis gardelėmis yra trapios. Patys plastiškiausi metalai yra Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Jie lengvai ištraukiami į vielą, gali būti kalti, presuoti arba susukti į lakštus. Pavyzdžiui, iš aukso galima pagaminti 0,003 mm storio aukso foliją, o iš 0,5 g šio metalo galima ištraukti 1 km ilgio siūlą. Net gyvsidabris, kuris kambario temperatūroje yra skystas, žemoje temperatūroje tampa kalus, kaip švinas. Tik Bi ir Mn neturi plastiškumo;

Kodėl metalai turi būdingą blizgesį ir yra nepermatomi?

Elektronai, užpildantys tarpatominę erdvę, atspindi šviesos spindulius (o ne perduoda juos kaip stiklą), o dauguma metalų vienodai išsklaido visus matomos spektro dalies spindulius. Todėl jie yra sidabriškai balti arba pilki. Stroncis, auksas ir varis labiau sugeria trumpus bangos ilgius (artimus violetinei) ir atspindi ilgus šviesos spektro bangos ilgius, todėl turi šviesiai geltoną, geltoną ir „vario“ spalvas. Nors praktiškai metalas mums ne visada atrodo kaip „lengvas kūnas“. Pirma, jo paviršius gali oksiduotis ir prarasti blizgesį. Todėl vietinis varis atrodo kaip žalsvas akmuo. Ir antra, net grynas metalas gali neblizgėti. Labai ploni sidabro ir aukso lakštai turi visiškai netikėtą išvaizdą – jie yra melsvai žalios spalvos. O smulkūs metalo milteliai atrodo tamsiai pilki, net juodi. Sidabras, aliuminis ir paladis turi didžiausią atspindį. Jie naudojami veidrodžių, įskaitant prožektorius, gamyboje.

Kodėl metalai turi didelį elektros laidumą ir praleidžia šilumą?

Chaotiškai judantys elektronai metale, veikiami veikiančios elektros įtampos, įgyja kryptingą judėjimą, t.y., praleidžia elektros srovę. Didėjant metalo temperatūrai, didėja kristalinės gardelės mazguose esančių atomų ir jonų virpesių amplitudės. Dėl to elektronams sunku judėti, o metalo elektrinis laidumas krenta. Esant žemai temperatūrai, svyruojantis judėjimas, priešingai, labai sumažėja, o metalų elektrinis laidumas smarkiai padidėja. Beveik absoliutus nulis, metalai beveik neturi atsparumo;

Pažymėtina, kad nemetalai, turintys elektrinį laidumą (pavyzdžiui, grafitas), esant žemai temperatūrai, priešingai, nelaidžia elektros srovės dėl laisvųjų elektronų trūkumo. Ir tik kylant temperatūrai ir sunaikinant kai kuriuos kovalentinius ryšius, pradeda didėti jų elektrinis laidumas. Sidabras, varis, taip pat auksas ir aliuminis turi didžiausią elektrinį laidumą, mažiausią – švino, gyvsidabrio.

Dažniausiai metalų šilumos laidumas keičiasi taip pat, kaip ir elektros laidumas. Taip yra dėl didelio laisvųjų elektronų mobilumo, kurie, susidūrę su virpančiais jonais ir atomais, keičiasi su jais energija. Temperatūra išlyginama visame metalo gabale.

Metalų mechaninis stiprumas, tankis, lydymosi temperatūra labai skiriasi. Be to, padidėjus elektronų, jungiančių jonų atomus, skaičiui ir mažėjant tarpatominiam atstumui kristaluose, šių savybių rodikliai didėja.

Taigi, šarminių metalų(Li, K, Na, Rb, Cs), kurių atomai turi vienas valentinis elektronas, minkštas (pjaustomas peiliu), mažo tankio (litis yra lengviausias metalas, kurio p = 0,53 g/cm 3) ir lydosi žemoje temperatūroje (pavyzdžiui, cezio lydymosi temperatūra yra 29 ° C). Vienintelis metalas, kuris normaliomis sąlygomis yra skystas, yra gyvsidabris, kurio lydymosi temperatūra yra -38,9 °C. Kalcis, kurio atomų išoriniame energijos lygyje yra du elektronai, yra daug kietesnis ir lydosi aukštesnėje temperatūroje (842 °C). Dar patvaresnė yra skandžio jonų, turinčių tris valentinius elektronus, suformuota kristalinė gardelė. Tačiau stipriausios kristalinės gardelės, didelis tankis ir lydymosi temperatūra stebimi V, VI, VII, VIII antrinių pogrupių metaluose. Tai paaiškinama tuo, kad šoninių pogrupių metalams, turintiems nesuporuotų valentinių elektronų d-polygyje, tarp atomų, be metalinių, susidaro labai stiprūs kovalentiniai ryšiai, kuriuos atlieka išorinių elektronų. sluoksnis nuo s-orbitalių.

Sunkiausias metalas- tai osmis (Os), kurio p = 22,5 g/cm 3 (ypač kietų ir dilimui atsparių lydinių komponentas), ugniai atspariausias metalas yra volframas W, kurio t = 3420 ° C (naudojamas kaitrinėms lempoms gaminti gijų), kiečiausias metalas yra - tai Cr chromas (braižomas stiklas). Jie yra dalis medžiagų, iš kurių gaminami metalo pjovimo įrankiai, sunkiųjų mašinų stabdžių trinkelės ir kt. Metalai įvairiai sąveikauja su magnetiniu lauku. Metalai, tokie kaip geležis, kobaltas, nikelis ir gadolinis, išsiskiria savo gebėjimu labai įmagnetinti. Jie vadinami feromagnetais. Dauguma metalų (šarminiai ir šarminiai žemės metalai bei nemaža dalis pereinamųjų metalų) yra silpnai įmagnetinti ir neišlaiko šios būsenos už magnetinio lauko ribų – jie yra paramagnetiniai. Magnetinio lauko išstumti metalai yra diamagnetiniai (varis, sidabras, auksas, bismutas).

Nagrinėdami metalų elektroninę sandarą, metalus suskirstėme į pagrindinių pogrupių metalus (s- ir p-elementai) ir antrinių pogrupių metalus (pereinamieji d- ir f-elementai).

Technologijoje įprasta klasifikuoti metalus pagal įvairias fizines savybes:

1. Tankis – šviesa (p< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Lydymosi temperatūra – žemo lydymosi ir ugniai atspari.

Yra metalai klasifikuojami pagal jų chemines savybes. Mažo cheminio aktyvumo metalai vadinami kilnus(sidabras, auksas, platina ir jo analogai – osmis, iridis, rutenis, paladis, rodis). Pagal cheminių savybių panašumą jie išsiskiria šarminis(I grupės pagrindinio pogrupio metalai), šarminių žemių(kalcis, stroncis, baris, radis), taip pat retųjų žemių metalai(skandis, itris, lantanas ir lantanidai, aktinis ir aktinidai).

Bendrosios cheminės metalų savybės

Metalo atomai yra gana lengvi paaukoti valentinius elektronus ir virsta teigiamai įkrautais jonais, tai yra, jie oksiduojasi. Tai yra pagrindinė bendra tiek atomų, tiek paprastų medžiagų – metalų savybė. Metalai visada yra reduktorius cheminėse reakcijose. Paprastų medžiagų – metalų, susidarančių iš vieno periodo arba vieno pagrindinio D. I. Mendelejevo periodinės lentelės pogrupio cheminių elementų, atomų redukcinis gebėjimas kinta natūraliai.

Metalo redukcinį aktyvumą cheminėse reakcijose, vykstančiose vandeniniuose tirpaluose, atspindi jo padėtis metalų elektrocheminės įtampos eilutėje.

Remiantis šia įtampų serija, galima padaryti tokias svarbias išvadas apie metalų cheminį aktyvumą reakcijose, vykstančiose vandeniniuose tirpaluose standartinėmis sąlygomis (t = 25 °C, p = 1 atm).

· Kuo toliau į kairę šioje eilutėje yra metalas, tuo jis stipresnis reduktorius.

· Kiekvienas metalas gali išstumti (redukuoti) iš tirpale esančių druskų tuos metalus, kurie yra po jo (dešinėje) įtempių serijoje.

· Metalai, esantys įtampos serijoje į kairę nuo vandenilio, gali jį išstumti iš tirpalo rūgščių

· Metalai, kurie yra stipriausi reduktoriai (šarminės ir šarminės žemės), bet kuriame vandeniniame tirpale pirmiausia reaguoja su vandeniu.

Metalo redukcijos aktyvumas, nustatytas iš elektrocheminių eilučių, ne visada atitinka jo padėtį periodinėje lentelėje.

Tai paaiškinama tuo, kad nustatant metalo padėtį įtempių serijoje, atsižvelgiama ne tik į elektronų abstrakcijos energiją iš atskirų atomų, bet ir į energiją, išeikvojamą sunaikinant kristalinę gardelę. kaip jonų hidratacijos metu išsiskirianti energija. Pavyzdžiui, litis yra aktyvesnis vandeniniuose tirpaluose nei natris (nors Na yra aktyvesnis metalas pagal padėtį periodinėje sistemoje). Faktas yra tas, kad Li + jonų hidratacijos energija yra daug didesnė nei Na + hidratacijos energija, todėl pirmasis procesas yra energetiškai palankesnis. Išnagrinėję bendrąsias nuostatas, apibūdinančias metalų redukcines savybes, pereikime prie specifinių cheminių reakcijų.

· Metalų sąveika su nemetalais Dauguma metalų su deguonimi sudaro oksidus

- pagrindinis ir amfoterinis. Rūgščių pereinamųjų metalų oksidai, tokie kaip chromo (VI) oksidas CrOg arba mangano (VII) oksidas Mn 2 O 7, nesusidaro tiesiogiai oksiduojant metalą deguonimi. Jie gaunami netiesiogiai.Šarminiai metalai Na, K aktyviai reaguoja su deguonimi ore

, sudaro peroksidus:

Natrio oksidas gaunamas netiesiogiai kalcinuojant peroksidus su atitinkamais metalais:

Ličio ir šarminių žemių metalai reaguoja su atmosferos deguonimi, sudarydami bazinius oksidus:

· Kiti metalai, išskyrus aukso ir platinos metalus, kurie visiškai nėra oksiduojami atmosferos deguonies, sąveikauja su juo mažiau arba kaitinami: Su halogenais metalai sudaro vandenilio halogeninių rūgščių druskas

· , Pavyzdžiui: Aktyviausi metalai sudaro hidridus su vandeniliu

- į jonines druskas panašios medžiagos, kuriose vandenilio oksidacijos laipsnis yra -1, pavyzdžiui:

Daugelis pereinamųjų metalų su vandeniliu sudaro specialaus tipo hidridus - vandenilis tarsi ištirpsta arba patenka į metalų kristalinę gardelę tarp atomų ir jonų, o metalas išlaiko savo išvaizdą, bet didėja tūris. Sugertas vandenilis yra metale, matyt, atominės formos.

· Taip pat yra tarpinių metalų hidridų. Su halogenais metalai sudaro vandenilio halogeninių rūgščių druskas

· Pilki metalai sudaro druskas – sulfidus Metalai šiek tiek sunkiau reaguoja su azotu

, nes cheminis ryšys azoto molekulėje N2 yra labai stiprus; Tokiu atveju susidaro nitridai. Esant įprastoms temperatūroms, tik litis reaguoja su azotu:

· Su vandeniu. Normaliomis sąlygomis šarminiai ir žemės šarminiai metalai išstumia vandenilį iš vandens ir sudaro tirpias bazes – šarmus, pvz.:

Kiti metalai, esantys įtampos serijoje prieš vandenilį, taip pat tam tikromis sąlygomis gali išstumti vandenilį iš vandens. Tačiau aliuminis smarkiai reaguoja su vandeniu tik tada, kai nuo jo paviršiaus pašalinama oksido plėvelė:

Magnis reaguoja su vandeniu tik virdamas, taip pat išsiskiria vandenilis:

Jei į vandenį įpilama degančio magnio, degimas tęsiasi, nes vyksta reakcija:

Geležis reaguoja su vandeniu tik karšta:

· Su rūgštimis tirpale (HCl, H 2 TAIP 4 ), CH 3 COOH ir kiti, išskyrus HNO 3 ) metalai, esantys įtampos serijoje iki vandenilio, sąveikauja. Taip susidaro druska ir vandenilis.

Tačiau švinas (ir kai kurie kiti metalai), nepaisant jo padėties įtampos serijoje (į kairę nuo vandenilio), beveik netirpsta praskiestoje sieros rūgštyje, nes susidaręs švino sulfatas PbSO 4 yra netirpus ir sukuria apsauginę plėvelę ant metalo paviršiaus. .

· Su mažiau aktyvių metalų druskomis tirpale. Dėl šios reakcijos susidaro aktyvesnio metalo druska ir mažiau aktyvus metalas išsiskiria laisva forma.

Reikia atsiminti, kad reakcija vyksta tais atvejais, kai susidariusi druska yra tirpi. Metalų išstūmimą iš jų junginių kitais metalais pirmasis detaliai ištyrė N. N. Beketovas, didis Rusijos mokslininkas fizikinės chemijos srityje. Jis suskirstė metalus pagal jų cheminį aktyvumą į „poslinkių seriją“, kuri tapo metalo įtempių serijos prototipu.

· Su organinėmis medžiagomis. Sąveika su organinėmis rūgštimis yra panaši į reakcijas su mineralinėmis rūgštimis. Sąveikaujant su šarminiais metalais alkoholiai gali turėti silpnų rūgščių savybių:

Fenolis reaguoja panašiai:

Metalai dalyvauja reakcijose su halogenalkanais, kurie naudojami mažesniems cikloalkanams gauti ir sintezėms, kurių metu molekulės anglies karkasas tampa sudėtingesnis (A. Wurtz reakcija):

· Metalai, kurių hidroksidai yra amfoteriniai, tirpale reaguoja su šarmais. Pavyzdžiui:

· Metalai gali sudaryti tarpusavyje cheminius junginius, kurie bendrai vadinami intermetaliniais junginiais. Dažniausiai jie neturi atomų oksidacijos būsenų, būdingų metalų ir nemetalų junginiams. Pavyzdžiui:

Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 ir kt.

Tarpmetaliniai junginiai paprastai neturi pastovios sudėties. Šių junginių susidarymas būdingesnis antrinių pogrupių metalams.

D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinės lentelės I-III pagrindinių pogrupių metalai

Bendrosios charakteristikos

Tai I grupės pagrindinio pogrupio metalai. Jų atomai išoriniame energijos lygyje turi po vieną elektroną. šarminiai metalai - stiprios reduktorius. Jų redukcinė galia ir cheminis aktyvumas didėja didėjant elemento atominiam skaičiui (ty periodinėje lentelėje iš viršaus į apačią). Visi jie turi elektroninį laidumą. Ryšio tarp šarminių metalų atomų stiprumas mažėja didėjant elemento atominiam skaičiui. Taip pat mažėja jų lydymosi ir virimo taškai. Šarminiai metalai reaguoja su daugeliu paprastų medžiagų - oksiduojančios medžiagos. Reakcijoje su vandeniu susidaro vandenyje tirpios bazės (šarmai). Šarminių žemių elementai vadinami II grupės pagrindinio pogrupio elementais. Šių elementų atomai yra išoriniame energijos lygyje po du elektronus. Jie yra stipriausios reduktorius, kurių oksidacijos būsena yra +2. Šiame pagrindiniame pogrupyje stebimi bendri fizikinių ir cheminių savybių pokyčių dėsniai, susiję su grupės atomų dydžio padidėjimu iš viršaus į apačią, taip pat susilpnėja cheminis ryšys tarp atomų. Didėjant jonų dydžiui, oksidų ir hidroksidų rūgštinės savybės silpnėja, o bazinių didėja.

Pagrindinį III grupės pogrupį sudaro elementai boras, aliuminis, galis, indis ir talis. Visi elementai yra p-elementai. Išoriniame energijos lygyje jie turi trys 2 p 1 ) elektronas, kuris paaiškina savybių panašumą. Oksidacijos būsena +3. Grupėje, didėjant branduoliniam krūviui, didėja metalinės savybės. Boras yra nemetalinis elementas, o aliuminis jau turi metalinių savybių. Visi elementai sudaro oksidus ir hidroksidus.

Dauguma metalų randami periodinės lentelės pogrupiuose. Skirtingai nuo pagrindinių pogrupių elementų, kur išorinis atominių orbitalių lygis palaipsniui užpildomas elektronais, priešpaskutinio energijos lygio d-orbitalės ir paskutiniojo s-orbitalės užpildomos antrinių pogrupių elementais. Elektronų skaičius atitinka grupės numerį. Elementai, turintys vienodą valentinių elektronų skaičių, sugrupuojami pagal tą patį skaičių. Visi pogrupių elementai yra metalai.

Paprastos medžiagos, kurias sudaro pogrupio metalai, turi stiprias kristalines groteles, kurios yra atsparios karščiui. Šie metalai yra stipriausi ir atspariausi ugniai tarp kitų metalų. D elementuose aiškiai matomas perėjimas su jų valentingumo padidėjimu nuo bazinių savybių per amfoterines į rūgštines.

Šarminiai metalai (Na, K)

Išoriniame energijos lygmenyje yra elementų šarminių metalų atomai po vieną elektroną, esantis dideliu atstumu nuo branduolio. Jie lengvai atsisako šio elektrono, todėl yra stiprūs reduktoriai. Visuose junginiuose šarminių metalų oksidacijos laipsnis yra +1. Jų redukcinės savybės didėja didėjant atominiam spinduliui nuo Li iki Cs. Visi jie tipiški metalai, sidabriškai baltos spalvos, minkšti (galima pjauti peiliu), lengvi ir lydantys. Aktyviai bendrauti su visais nemetalai:

Visi šarminiai metalai, reaguodami su deguonimi (išskyrus Li), sudaro peroksidus. Dėl didelio cheminio reaktyvumo šarminiai metalai nėra laisvos formos.

Oksidai- pagrindinių savybių turinčios kietosios medžiagos. Jie gaunami kalcinuojant peroksidus su atitinkamais metalais:

Hidroksidai NaOH, KOH- kietos baltos medžiagos, higroskopinės, tirpios vandenyje, išskirdamos šilumą, jos klasifikuojamos kaip šarmai:

Beveik visos šarminių metalų druskos tirpsta vandenyje. Svarbiausi iš jų: Na 2 CO 3 - natrio karbonatas; Na 2 CO 3 10H 2 O - kristalinė soda; NaHCO 3 - natrio bikarbonatas, soda; K 2 CO 3 - kalio karbonatas, kalis; Na 2 SO 4 10H 2 O - Glauberio druska; NaCl – natrio chloridas, valgomoji druska.

I grupės elementai lentelėse

Šarminių žemių metalai (Ca, Mg)

Kalcis (Ca) yra atstovas šarminių žemių metalai, kurie yra II grupės pagrindinio pogrupio elementų pavadinimai, bet ne visi, o tik pradedant nuo kalcio ir žemyn. Tai cheminiai elementai, kurie, sąveikaudami su vandeniu, sudaro šarmus. Kalcio išoriniame energijos lygyje yra du elektronai, oksidacijos laipsnis +2.

Kalcio ir jo junginių fizinės ir cheminės savybės pateiktos lentelėje.

Magnis (Mg) turi tokią pačią atominę struktūrą kaip ir kalcis, jo oksidacijos laipsnis taip pat +2. Tai minkštas metalas, tačiau jo paviršius yra padengtas apsaugine plėvele ore, kuri šiek tiek sumažina cheminį reaktyvumą. Jo degimą lydi akinantis blyksnis. MgO ir Mg(OH) 2 pasižymi pagrindinėmis savybėmis. Nors Mg(OH) 2 yra šiek tiek tirpus, fenolftaleino tirpalas nuspalvina tamsiai raudoną spalvą.

Mg + O 2 = MgO 2

MO oksidai yra kietos, baltos, ugniai atsparios medžiagos. Inžinerijoje CaO vadinamas negesintomis kalkėmis, o MgO – degintu magnezija, šie oksidai naudojami statybinių medžiagų gamyboje. Kalcio oksido reakcija su vandeniu lydima šilumos išsiskyrimo ir vadinama kalkių gesimu, o susidaręs Ca(OH) 2 – gesintomis kalkėmis. Skaidrus kalcio hidroksido tirpalas vadinamas kalkių vandeniu, o balta Ca(OH) 2 suspensija vandenyje – kalkių pienu.

Magnio ir kalcio druskos gaunamos jas reaguojant su rūgštimis.

CaCO 3 – kalcio karbonatas, kreida, marmuras, kalkakmenis. Naudojamas statybose. MgCO 3 – magnio karbonatas – naudojamas metalurgijoje šlakams pašalinti.

CaSO 4 2H 2 O - gipsas. MgSO 4 – magnio sulfatas – vadinamas bitter, arba angliškai, druska, randamas jūros vandenyje. BaSO 4 – bario sulfatas – dėl savo netirpumo ir gebėjimo blokuoti rentgeno spindulius, naudojamas virškinimo trakto diagnostikoje („barito košė“).

Kalcis sudaro 1,5% žmogaus kūno svorio 98% kalcio yra kauluose. Magnis yra bioelementas, jo organizme yra apie 40 g, jis dalyvauja formuojant baltymų molekules.

Šarminių žemių metalai lentelėse

Aliuminis (Al)- D. I. Mendelejevo periodinės lentelės III grupės pagrindinio pogrupio elementas. Aliuminio atomas yra išoriniame energijos lygyje trys elektronai, kurį lengvai išskiria cheminės sąveikos metu. Pogrupio protėvis ir viršutinis aliuminio kaimynas – boras – turi mažesnį atominį spindulį (boro – 0,080 nm, aliuminio – 0,143 nm). Be to, aliuminio atomas turi vieną tarpinį aštuonių elektronų sluoksnį (2e; 8e; 3e), kuris neleidžia išoriniams elektronams pasiekti branduolį. Todėl aliuminio atomų redukcinės savybės yra gana ryškios.

Beveik visuose jo junginiuose aliuminis turi oksidacijos laipsnis +3.

Aliuminis yra paprasta medžiaga

Sidabriškai baltas lengvas metalas. Lydosi 660 °C temperatūroje. Jis labai plastiškas, lengvai įtraukiamas į vielą ir susukamas į iki 0,01 mm storio foliją. Jis turi labai aukštą elektros ir šilumos laidumą. Jie sudaro lengvus ir stiprius lydinius su kitais metalais. Aliuminis yra labai aktyvus metalas. Jei aliuminio milteliai arba plona aliuminio folija yra stipriai kaitinami, jie užsidegti ir sudeginti akinama liepsna:

Šią reakciją galima pastebėti degant kibirkštims ir fejerverkams. Aliuminis, kaip ir visi metalai, Lengvai reaguoja su nemetalais, ypač miltelių pavidalu. Norint, kad reakcija prasidėtų, būtinas pradinis kaitinimas, išskyrus reakcijas su halogenais - chloru ir bromu, tačiau tada visos aliuminio reakcijos su nemetalais vyksta labai audringai ir kartu išsiskiria dideliu šilumos kiekiu. :

Aliuminis gerai tirpsta praskiestose sieros ir druskos rūgštyse:

Bet koncentruotos sieros ir azoto rūgštys pasyvina aliuminį, formuojantis ant metalinio paviršiaus tanki patvari oksido plėvelė, kuris neleidžia toliau vystytis reakcijai. Todėl šios rūgštys gabenamos aliuminio talpyklose.

Aliuminio oksidas ir hidroksidas turi amfoterinių savybių, todėl aliuminis tirpsta vandeniniuose šarmų tirpaluose, sudarydamas druskas – aliuminatus:

Aliuminis plačiai naudojamas metalurgijoje, gaminant iš jų oksidų metalus – chromą, manganą, vanadį, titaną, cirkonį. Šis metodas vadinamas aliuminotermija. Praktikoje dažnai naudojamas termitas – Fe 3 O 4 mišinys su aliuminio milteliais. Jei šis mišinys padegamas, pavyzdžiui, naudojant magnio juostą, įvyksta energinga reakcija, išskirianti daug šilumos:

Išskiriamos šilumos visiškai pakanka visiškai ištirpdyti susidariusią geležį, todėl šis procesas naudojamas plieno gaminių suvirinimui.

Aliuminį galima gauti elektrolizės būdu – jo oksido Al 2 O 3 lydalo skaidymą į jo sudedamąsias dalis naudojant elektros srovę. Tačiau aliuminio oksido lydymosi temperatūra yra apie 2050 °C, todėl elektrolizei reikia daug energijos.

Aliuminio jungtys

Aliumosilikatai. Šie junginiai gali būti laikomi druskomis, susidarančiomis iš aliuminio, silicio, šarminių ir šarminių žemės metalų oksidų. Jie sudaro didžiąją žemės plutos dalį. Visų pirma, aliumosilikatai yra lauko špatų – labiausiai paplitusių mineralų ir molio – dalis.

Boksitas- uoliena, iš kurios gaminamas aliuminis. Jame yra aliuminio oksido Al 2 O 3.

Korundas- Al 2 O 3 sudėties mineralas, turintis labai didelį kietumą, jo smulkiagrūdė atmaina, turinti priemaišų - švitrinė, naudojama kaip abrazyvinė (šlifavimo) medžiaga. Kitas natūralus junginys – aliuminio oksidas – turi tą pačią formulę.

Gerai žinomi skaidrūs, spalvoti priemaišomis, korundo kristalai: raudoni – rubinai ir mėlyni – safyrai, kurie naudojami kaip brangakmeniai. Šiuo metu jie gaunami dirbtinai ir naudojami ne tik papuošalams, bet ir techniniams tikslams, pavyzdžiui, laikrodžių ir kitų tiksliųjų instrumentų detalėms gaminti. Rubino kristalai naudojami lazeriuose.

Aliuminio oksidas Al 2 O 3 - balta medžiaga, kurios lydymosi temperatūra labai aukšta. Galima gauti skaidant aliuminio hidroksidą kaitinant:

Aliuminio hidroksidas Al(OH) 3 nusėda želatininių nuosėdų pavidalu, veikiant šarmams aliuminio druskų tirpalus:

Kaip amfoterinis hidroksidas lengvai tirpsta rūgščių ir šarmų tirpaluose:

Aliuminatai vadinamos nestabilių aliuminio rūgščių druskomis - ortoaliuminio H 2 AlO 3, meta-aliuminio HAlO 2 (galima laikyti ortoaliuminio rūgštimi, iš kurios molekulės pašalinta vandens molekulė). Natūralūs aliuminatai yra taurusis špinelis ir taurusis chrizoberilas. Aliuminio druskos, išskyrus fosfatus, labai gerai tirpsta vandenyje. Kai kurias druskas (sulfidus, sulfitus) skaido vanduo. Aliuminio chloridas AlCl 3 naudojamas kaip katalizatorius daugelio organinių medžiagų gamyboje.

III grupės elementai lentelėse

Pereinamųjų elementų charakteristikos – varis, cinkas, chromas, geležis

Varis (Cu)- pirmosios grupės antrinio pogrupio elementas. Elektroninė formulė: (…3d 10 4s 1). Jo dešimtasis d-elektronas yra mobilus, nes jis perėjo iš 4S polygio. Varis junginiuose turi oksidacijos laipsnius +1 (Cu 2 O) ir +2 (CuO). Varis yra šviesiai rausvas metalas, kalus, klampus ir puikus elektros laidininkas. Lydymosi temperatūra 1083 °C.

Kaip ir kiti periodinės sistemos I grupės I pogrupio metalai, varis veiklos serijoje yra vandenilio dešinėje ir jo neišstumia iš rūgščių, bet reaguoja su oksiduojančiomis rūgštimis:

Šarmams veikiant vario druskų tirpalams, nusėda silpnos mėlynos spalvos bazės nuosėdos.- vario (II) hidroksidas, kuris kaitinant skyla į bazinį juodąjį oksidą CuO ir vandenį:

Cheminės vario savybės lentelėse

Cinkas (Zn)- II grupės antrinio pogrupio elementas. Jo elektroninė formulė yra tokia: (…3d 10 4s 2). Kadangi priešpaskutinis cinko atomų d polygis yra visiškai užbaigtas, cinko junginiuose oksidacijos būsena yra +2.

Cinkas yra sidabriškai baltas metalas, kuris praktiškai nesikeičia ore. Jis yra atsparus korozijai, nes ant jo paviršiaus yra oksido plėvelė. Cinkas yra vienas iš aktyviausių metalų esant aukštai temperatūrai reaguoja su paprastomis medžiagomis:

Cinkas, kaip ir kiti metalai, išstumia mažiau aktyvūs metalai iš jų druskų:

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

Cinko hidroksidas yra amfoterinis t.y., pasižymi ir rūgščių, ir bazių savybėmis. Kai į cinko druskos tirpalą palaipsniui pridedamas šarmo tirpalas, iš pradžių susidariusios nuosėdos ištirpsta (taip nutinka ir aliuminiui):

Cinko cheminės savybės lentelėse

Naudojant pavyzdį chromas (Cr) tai galima parodyti pereinamųjų elementų savybės per laikotarpį reikšmingai nesikeičia: Kiekybinis pokytis atsiranda dėl elektronų skaičiaus pasikeitimo valentinėse orbitalėse. Didžiausia chromo oksidacijos laipsnis yra +6. Veiklos serijos metalas yra vandenilio kairėje ir išstumia jį iš rūgščių:

Į tokį tirpalą įpylus šarminio tirpalo, susidaro Me(OH) nuosėdos 2 , kurį greitai oksiduoja atmosferos deguonis:

Jis atitinka amfoterinį oksidą Cr 2 O 3. Chromo oksidas ir hidroksidas (esant didžiausiai oksidacijos būsenai) pasižymi atitinkamai rūgštinių oksidų ir rūgščių savybėmis. Chromo rūgšties druskos (H 2 CrO 4 ) rūgščioje aplinkoje virsta dichromatais- dichromo rūgšties druskos (H 2 Cr 2 O 7). Chromo junginiai pasižymi dideliu oksidaciniu gebėjimu.

Cheminės chromo savybės lentelėse

Geležies Fe- VIII grupės antrinio pogrupio ir D. I. Mendelejevo periodinės lentelės 4-ojo periodo elementas. Geležies atomų struktūra šiek tiek skiriasi nuo pagrindinių pogrupių elementų atomų. Kaip ir dera 4-ojo periodo elementui, geležies atomai turi keturis energijos lygius, tačiau užpildomas ne paskutinis, o priešpaskutinis, trečias iš branduolio. Paskutiniame lygyje geležies atomuose yra du elektronai. Priešpaskutiniame lygyje, kuriame telpa 18 elektronų, geležies atomas turi 14 elektronų. Vadinasi, elektronų pasiskirstymas lygiais geležies atomuose yra toks: 2e; 8e ; 14e; 2e. Kaip ir visi metalai, geležies atomai turi redukuojančių savybių, cheminės sąveikos metu atiduodamas ne tik du elektronus iš paskutinio lygio ir įgydamas +2 oksidacijos būseną, bet ir elektroną iš priešpaskutinio lygio, o atomo oksidacijos būsena padidėja iki +3.

Geležis yra paprasta medžiaga

Tai sidabriškai baltas blizgus metalas, kurio lydymosi temperatūra yra 1539 °C. Jis yra labai plastiškas, todėl jį lengva apdirbti, kalti, voluoti, štampuoti. Geležis turi savybę įmagnetinti ir išmagnetinti. Jam gali būti suteiktas didesnis stiprumas ir kietumas naudojant terminius ir mechaninius metodus. Yra techniškai gryna ir chemiškai gryna geležis. Techniškai gryna geležis iš esmės yra mažai anglies turintis plienas, kuriame yra 0,02–0,04 % anglies ir dar mažiau deguonies, sieros, azoto ir fosforo. Chemiškai grynoje geležyje yra mažiau nei 0,01% priemaišų. Pavyzdžiui, sąvaržėlės ir sagos gaminamos iš techniškai grynos geležies. Tokia geležis lengvai rūdija, o chemiškai gryna geležis beveik nerūdija. Šiuo metu geležis yra šiuolaikinių technologijų ir žemės ūkio inžinerijos, transporto ir ryšių, erdvėlaivių ir apskritai visos šiuolaikinės civilizacijos pagrindas. Daugumos gaminių – nuo ​​siuvimo adatos iki erdvėlaivio – negalima pagaminti nenaudojant geležies.

Geležies cheminės savybės

Geležis gali turėti oksidacijos laipsnius +2 ir +3, atitinkamai, geležis suteikia dvi junginių serijas. Elektronų, kurių geležies atomas atsisako cheminių reakcijų metu, skaičius priklauso nuo su juo reaguojančių medžiagų oksidacinio gebėjimo.

Pavyzdžiui, su halogenais geležis sudaro halogenidus, kurių oksidacijos būsena yra +3:

ir su siera – geležies (II) sulfidu:

Karšta geležis dega deguonimi su geležies apnašų susidarymu:

Aukštoje temperatūroje (700-900 °C) geležies reaguoja su vandens garais:

Atsižvelgiant į geležies padėtį elektrocheminės įtampos serijoje, ji gali išstumti metalus į dešinę nuo jų druskų vandeninių tirpalų, pavyzdžiui:

Geležis ištirpsta praskiestose druskos ir sieros rūgštyse t.y. jis oksiduojamas vandenilio jonais:

Geležis taip pat tirpsta praskiestoje azoto rūgštyje., čia susidaro geležies (III) nitratas, vanduo ir azoto rūgšties redukcijos produktai – N 2, NO arba NH 3 (NH 4 NO 3), priklausomai nuo rūgšties koncentracijos.

Geležies junginiai

Gamtoje geležis sudaro daugybę mineralų. Tai magnetinė geležies rūda (magnetitas) Fe 3 O 4, raudonoji geležies rūda (hematitas) Fe 2 O 3, rudoji geležies rūda (limonitas) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Kitas natūralus geležies junginys yra geležis arba siera, piritas ( piritas) FeS 2, nenaudojamas kaip geležies rūda metalų gamybai, bet naudojamas sieros rūgščiai gaminti.

Geležis pasižymi dviem junginių serijomis: geležies(II) ir geležies(III) junginiai. Geležies (II) oksidas FeO ir jį atitinkantis geležies (II) hidroksidas Fe(OH) 2 gaunami netiesiogiai, visų pirma per šią transformacijų grandinę:

Abu junginiai turi skirtingas pagrindines savybes.

Geležies(II) katijonai Fe 2 + lengvai oksiduojasi atmosferos deguonimi į geležies (III) katijonus Fe 3 + . Todėl baltos geležies (II) hidroksido nuosėdos tampa žalios, o vėliau rudos, virsdamos geležies (III) hidroksidu:

Geležies(III) oksidas Fe 2 O 3 ir atitinkamas geležies (III) hidroksidas Fe(OH) 3 taip pat gaunamas netiesiogiai, pavyzdžiui, išilgai grandinės:

Iš geležies druskų didžiausią techninę reikšmę turi sulfatai ir chloridai.

Geležies (II) sulfato kristalinis hidratas FeSO 4 7H 2 O, žinomas kaip geležies sulfatas, naudojamas augalų kenkėjams naikinti, mineraliniams dažams ruošti ir kitiems tikslams. Geležies (III) chloridas FeCl 3 naudojamas kaip kandiklis dažant audinius. Geležies (III) sulfatas Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O naudojamas vandens valymui ir kitiems tikslams.

Geležies ir jos junginių fizinės ir cheminės savybės apibendrintos lentelėje:

Cheminės geležies savybės lentelėse

Kokybinės reakcijos į Fe 2+ ir Fe 3+ jonus

Geležies (II) ir (III) junginių atpažinimui atlikti kokybines reakcijas į Fe jonus 2+ ir Fe 3+ . Kokybinė reakcija į Fe 2+ jonus yra geležies (II) druskų reakcija su K 3 junginiu, vadinamu raudonąja kraujo druska. Tai speciali druskų grupė, vadinama kompleksinėmis druskomis, su kuriomis susipažinsite vėliau. Tuo tarpu jūs turite suprasti, kaip tokios druskos atsiskiria:

Fe 3+ jonų reagentas yra kitas sudėtingas junginys - geltonoji kraujo druska - K 4, kuris tirpale disocijuoja panašiai:

Jei į raudonosios kraujo druskos (Fe 2+ reagentas) ir geltonosios kraujo druskos (Fe 3+ reagentas) tirpalus dedama atitinkamai Fe 2+ ir Fe 3+ jonų turinčių tirpalų, tada abiem atvejais nusėda tos pačios mėlynos nuosėdos. :

Fe 3+ jonams aptikti taip pat naudojama geležies (III) druskų sąveika su kalio tiocianatu KNCS arba amonio tiocianatu NH 4 NCS. Tokiu atveju susidaro ryškios spalvos FeNCNS 2+ jonas, dėl kurio visas tirpalas įgauna intensyviai raudoną spalvą:

Tirpumo lentelė

Metalų santykio reakcijos lygtys:

• a) į paprastas medžiagas: deguonį, vandenilį, halogenus, sierą, azotą, anglį;
• b) sudėtingoms medžiagoms: vandeniui, rūgštims, šarmams, druskoms.

1. Metalams priskiriami I ir II grupių s elementai, visi s elementai, III grupės p elementai (išskyrus borą), taip pat alavas ir švinas (IV grupė), bismutas (V grupė) ir polonis (VI grupė). Daugumos metalų išoriniame energijos lygyje yra 1-3 elektronai. D-elementų atomams tam tikrais laikotarpiais priešišorinio sluoksnio d-polygiai užpildomi iš kairės į dešinę.
2. Metalų chemines savybes lemia būdinga išorinių elektronų apvalkalų struktūra.

Per tam tikrą laikotarpį, didėjant branduoliniam krūviui, atomų, turinčių tokį patį elektronų apvalkalų skaičių, spindulys mažėja. Šarminių metalų atomai turi didžiausią spindulį. Kuo mažesnis atomo spindulys, tuo didesnė jonizacijos energija, o kuo didesnis atomo spindulys, tuo mažesnė jonizacijos energija. Kadangi metalo atomai turi didžiausią atominį spindulį, jiems daugiausia būdingos mažos jonizacijos energijos ir elektronų afiniteto vertės. Laisvieji metalai pasižymi išskirtinai redukuojančiomis savybėmis.

3) Metalai sudaro oksidus, pavyzdžiui:

Tik šarminiai ir žemės šarminiai metalai reaguoja su vandeniliu, sudarydami hidridus:

Metalai reaguoja su halogenais, sudarydami halogenidus, su siera - sulfidus, su azotu - nitridus, su anglimi - karbidus.

Didėjant metalo E 0 standartinio elektrodo potencialo algebrinei vertei įtampos serijoje, mažėja metalo gebėjimas reaguoti su vandeniu.

Taigi geležis reaguoja su vandeniu tik esant labai aukštai temperatūrai:

Metalai, turintys teigiamą standartinį elektrodo potencialą, ty esantys po vandenilio įtampos serijoje, nereaguoja su vandeniu.

Būdingos metalų reakcijos su rūgštimis. Metalai, turintys neigiamą E0 vertę, išstumia vandenilį iš HCl, H2S04, H3P04 ir kt.

Metalas, kurio E0 vertė yra mažesnė, išstumia metalą, kurio E0 vertė didesnė, iš druskos tirpalų:

Pramoniniu būdu gauti svarbiausi kalcio junginiai, jų cheminės savybės ir gamybos būdai.

Kalcio oksidas CaO vadinamas negesintomis kalkėmis. Jis gaunamas deginant kalkakmenį CaC0 3 --> CaO + CO, 2000° C temperatūroje. Kalcio oksidas turi bazinio oksido savybes:

a) reaguoja su vandeniu, išskirdamas daug šilumos:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (gesintos kalkės).

b) reaguoja su rūgštimis, sudarydamas druską ir vandenį:

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H2O

c) reaguoja su rūgštiniais oksidais ir sudaro druską:

Kalcio hidroksidas Ca(OH) 2 naudojamas gesintų kalkių, kalkių pieno ir kalkių vandens pavidalu.

Kalkių pienas yra srutos, susidarančios sumaišius gesintų kalkių perteklių su vandeniu.

Kalkių vanduo yra skaidrus tirpalas, gaunamas filtruojant kalkių pieną. Naudojamas laboratorijoje anglies (IV) monoksidui aptikti.

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

Ilgai praeinant anglies monoksidui (IV), tirpalas tampa skaidrus, nes susidaro rūgštinė druska, tirpi vandenyje:

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2

Jei gautas skaidrus kalcio bikarbonato tirpalas kaitinamas, vėl atsiranda drumstumas, nes nusėda CaC0 3 nuosėdos:

Bendrosios metalų savybės.

Valentinių elektronų, silpnai surištų su branduoliu, buvimas lemia bendrąsias metalų chemines savybes. Cheminėse reakcijose jie visada veikia kaip reduktorius, paprastos metalinės medžiagos niekada nepasižymi oksidacinėmis savybėmis.

Metalų gavimas:
- redukcija iš oksidų anglimi (C), anglies monoksidu (CO), vandeniliu (H2) arba aktyvesniu metalu (Al, Ca, Mg);
- redukcija iš druskos tirpalų su aktyvesniu metalu;
- metalų junginių tirpalų ar lydalų elektrolizė - aktyviausių metalų (šarminių, šarminių žemių metalų ir aliuminio) redukcija naudojant elektros srovę.

Gamtoje metalai randami daugiausia junginių pavidalu, tik mažo aktyvumo metalai randami paprastų medžiagų (vietinių metalų) pavidalu.

Metalų cheminės savybės.
1. Sąveika su paprastomis medžiagomis, nemetalais:
Daugumą metalų gali oksiduoti nemetalai, tokie kaip halogenai, deguonis, siera ir azotas. Tačiau norint pradėti daugumą šių reakcijų, reikia iš anksto pašildyti. Vėliau reakcija gali vykti išskiriant didelį šilumos kiekį, dėl kurio metalas užsidega.
Kambario temperatūroje reakcijos galimos tik tarp aktyviausių metalų (šarminių ir šarminių žemių) ir aktyviausių nemetalų (halogenų, deguonies). Šarminiai metalai (Na, K) reaguoja su deguonimi, sudarydami peroksidus ir superoksidus (Na2O2, KO2).

a) metalų sąveika su vandeniu.
Kambario temperatūroje šarminiai ir šarminių žemių metalai reaguoja su vandeniu. Dėl pakeitimo reakcijos susidaro šarmas (tirpusi bazė) ir vandenilis: Metalas + H2O = Me(OH) + H2
Kaitinant, kiti metalai, esantys kairėje nuo vandenilio veiklos serijoje, sąveikauja su vandeniu. Magnis reaguoja su verdančiu vandeniu, aliuminis – po specialaus paviršiaus apdorojimo, dėl to susidaro netirpios bazės – magnio hidroksidas arba aliuminio hidroksidas – ir išsiskiria vandenilis. Metalai aktyvumo serijoje nuo cinko (imtinai) iki švino (imtinai) sąveikauja su vandens garais (t.y. aukštesnėje nei 100 C temperatūroje), susidaro atitinkamų metalų oksidai ir vandenilis.
Metalai, esantys aktyvumo serijoje į dešinę nuo vandenilio, nesąveikauja su vandeniu.
b) sąveika su oksidais:
aktyvieji metalai pakeitimo reakcijos būdu reaguoja su kitų metalų arba nemetalų oksidais, redukuodami juos į paprastas medžiagas.
c) sąveika su rūgštimis:
Metalai, esantys aktyvumo serijoje į kairę nuo vandenilio, reaguoja su rūgštimis, išskirdami vandenilį ir sudarydami atitinkamą druską. Metalai, esantys aktyvumo serijoje į dešinę nuo vandenilio, nesąveikauja su rūgščių tirpalais.
Ypatingą vietą užima metalų reakcijos su azoto ir koncentruota sieros rūgštimis. Šiomis oksiduojančiomis rūgštimis gali būti oksiduojami visi metalai, išskyrus tauriuosius (auksą, platiną). Šios reakcijos visada sudarys atitinkamas druskas, vandenį ir atitinkamai azoto arba sieros redukcijos produktą.
d) su šarmais
Metalai, kurie sudaro amfoterinius junginius (aliuminis, berilis, cinkas), gali reaguoti su lydalais (šiuo atveju susidaro vidutinės druskos aliuminatai, berilatai arba cinkatai) arba šarminių tirpalų (šiuo atveju susidaro atitinkamos kompleksinės druskos). Visos reakcijos gamins vandenilį.
e) Atsižvelgiant į metalo padėtį aktyvumo serijoje, galimos mažiau aktyvaus metalo redukcijos (išstūmimo) reakcijos iš jo druskos tirpalo kitu aktyvesniu metalu. Dėl reakcijos susidaro aktyvesnio metalo druska ir paprasta medžiaga – mažiau aktyvus metalas.

Bendrosios nemetalų savybės.

Nemetalų yra daug mažiau nei metalų (22 elementai). Tačiau nemetalų chemija yra daug sudėtingesnė dėl didesnio jų atomų išorinio energijos lygio užpildymo.
Nemetalų fizinės savybės yra įvairesnės: tarp jų yra dujinių (fluoro, chloro, deguonies, azoto, vandenilio), skystųjų (bromo) ir kietų medžiagų, kurios labai skiriasi viena nuo kitos lydymosi temperatūra. Dauguma nemetalų nepraleidžia elektros, tačiau silicis, grafitas ir germanis turi puslaidininkių savybių.
Dujiniai, skysti ir kai kurie kietieji nemetalai (jodas) turi kristalinės gardelės molekulinę struktūrą, kiti nemetalai – atominę kristalinę gardelę.
Fluoras, chloras, bromas, jodas, deguonis, azotas ir vandenilis normaliomis sąlygomis egzistuoja dviatominių molekulių pavidalu.
Daugelis nemetalinių elementų sudaro keletą paprastų medžiagų alotropinių modifikacijų. Taigi deguonis turi dvi alotropines modifikacijas – deguonies O2 ir ozono O3, siera turi tris alotropines modifikacijas – ortorombinę, plastinę ir monoklininę sierą, fosforas turi tris alotropines modifikacijas – raudonąjį, baltąjį ir juodąjį fosforą, anglis – šešias alotropines modifikacijas – suodžius, grafitą, deimantą. , karbinas, fullerenas, grafenas.

Skirtingai nuo metalų, kurie pasižymi tik redukuojančiomis savybėmis, nemetalai reakcijose su paprastomis ir sudėtingomis medžiagomis gali veikti ir kaip reduktorius, ir kaip oksidatorius. Pagal savo aktyvumą nemetalai elektronegatyvumo eilutėje užima tam tikrą vietą. Fluoras laikomas aktyviausiu nemetalu. Jis pasižymi tik oksidacinėmis savybėmis. Antroje vietoje pagal aktyvumą yra deguonis, trečioje – azotas, tada halogenai ir kiti nemetalai. Vandenilis turi mažiausią elektronegatyvumą tarp nemetalų.

Nemetalų cheminės savybės.

1. Sąveika su paprastomis medžiagomis:
Nemetalai sąveikauja su metalais. Tokiose reakcijose metalai veikia kaip reduktorius, o nemetalai – kaip oksidatorius. Dėl junginių reakcijos susidaro dvejetainiai junginiai - oksidai, peroksidai, nitridai, hidridai, bedeguonių rūgščių druskos.
Nemetalų tarpusavio reakcijose elektroneigiamesnis nemetalas pasižymi oksiduojančio agento savybėmis, o mažiau elektronegatyvus – redukuojančio agento savybėmis. Dėl junginių reakcijos susidaro dvejetainiai junginiai. Reikia atsiminti, kad nemetalų junginiuose gali būti skirtingos oksidacijos būsenos.
2. Sąveika su sudėtingomis medžiagomis:
a) su vandeniu:
Įprastomis sąlygomis su vandeniu sąveikauja tik halogenai.
b) su metalų ir nemetalų oksidais:
Daugelis nemetalų aukštoje temperatūroje gali reaguoti su kitų nemetalų oksidais, redukuodami juos į paprastas medžiagas. Nemetalai, esantys kairėje nuo sieros elektronegatyvumo serijoje, taip pat gali sąveikauti su metalų oksidais, redukuodami metalus į paprastas medžiagas.
c) su rūgštimis:
Kai kurie nemetalai gali būti oksiduojami koncentruota sieros arba azoto rūgštimis.
d) su šarmais:
Kai kurie nemetalai, veikiami šarmų, gali dismutuoti, būdami ir oksidatoriais, ir reduktoriais.
Pavyzdžiui, halogenams reaguojant su šarmų tirpalais nekaitinant: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O arba kaitinant: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) su druskomis:
Sąveikaujant jie yra stiprūs oksidatoriai ir pasižymi redukuojančiomis savybėmis.
Halogenai (išskyrus fluorą) patenka į pakeitimo reakcijas su vandenilio rūgščių druskų tirpalais: aktyvesnis halogenas iš druskos tirpalo išstumia mažiau aktyvų halogeną.

Pirmoji medžiaga, kurią žmonės išmoko panaudoti savo reikmėms, buvo akmuo. Tačiau vėliau, kai žmogus sužinojo apie metalų savybes, akmuo pasislinko toli atgal. Būtent šios medžiagos ir jų lydiniai tapo svarbiausia ir pagrindine medžiaga žmonių rankose. Iš jų buvo gaminami buities daiktai, įrankiai, statomos patalpos. Todėl šiame straipsnyje apžvelgsime, kas yra metalai, kurių bendros charakteristikos, savybės ir pritaikymas yra toks aktualus šiai dienai. Juk pažodžiui iškart po akmens amžiaus sekė visa metalų galaktika: varis, bronza ir geležis.

Metalai: bendrosios charakteristikos

Kas vienija visus šių paprastų medžiagų atstovus? Žinoma, tai yra jų kristalinės gardelės struktūra, cheminių ryšių tipai ir atomo elektroninės struktūros ypatybės. Galų gale, iš čia ir būdingos fizinės savybės, kuriomis grindžiamas šių medžiagų naudojimas žmonėms.

Pirmiausia apsvarstykime metalus cheminiais periodinės lentelės elementais. Jame jie išsidėstę gana laisvai, užimantys 95 langelius iš 115 šiandien žinomų. Yra keletas jų buvimo vietos ypatybių.

• Jie sudaro pagrindinius I ir II, taip pat III grupių pogrupius, pradedant aliuminiu.
• Visi šoniniai pogrupiai susideda tik iš metalų.
• Jie yra žemiau įprastinės įstrižainės nuo boro iki astatino.

Remiantis tokiais duomenimis, nesunku pastebėti, kad nemetalai yra surinkti viršutinėje dešinėje sistemos dalyje, o likusi erdvė priklauso mūsų svarstomiems elementams.

Visi jie turi keletą atomo elektroninės struktūros ypatybių:

Bendrosios metalų ir nemetalų charakteristikos leidžia nustatyti jų struktūros modelius. Taigi, pirmųjų kristalinė gardelė yra metalinė ir ypatinga. Jo mazguose yra kelių tipų dalelių:

• jonai;
• atomai;
• elektronų.

Viduje kaupiasi bendras debesis, vadinamas elektronų dujomis, ir tai paaiškina visas fizines šių medžiagų savybes. Cheminio ryšio tipas metaluose yra toks pat kaip ir jie.

Fizinės savybės

Yra keletas parametrų, jungiančių visus metalus. Jų bendrosios charakteristikos fizinių savybių požiūriu atrodo taip.

Išvardyti parametrai yra bendrosios metalų charakteristikos, tai yra viskas, kas juos vienija į vieną didelę šeimą. Tačiau reikia suprasti, kad kiekviena taisyklė turi išimčių. Be to, tokių elementų yra per daug. Todėl pačioje šeimoje taip pat yra skirstymo į įvairias grupes, kurias apsvarstysime toliau ir nurodysime būdingus bruožus.

Cheminės savybės

Chemijos mokslo požiūriu visi metalai yra reduktoriai. Be to, labai stiprus. Kuo mažiau elektronų išoriniame lygyje ir kuo didesnis atomo spindulys, tuo stipresnis metalas pagal šį parametrą.

Dėl to metalai gali reaguoti su:

Tai tik bendra cheminių savybių apžvalga. Juk kiekvienai elementų grupei jie yra grynai individualūs.

Šarminių žemių metalai

Bendrosios šarminių žemės metalų charakteristikos yra šios:

Taigi, šarminių žemių metalai yra įprasti s šeimos elementai, pasižymintys dideliu cheminiu aktyvumu ir stiprūs reduktorius bei svarbūs biologinių procesų organizme dalyviai.

Šarminiai metalai

Bendrosios charakteristikos prasideda jų pavadinimu. Jie gavo jį už gebėjimą ištirpti vandenyje, sudarydami šarmus – šarminius hidroksidus. Reakcijos su vandeniu yra labai audringos, kartais su uždegimu. Gamtoje šių medžiagų laisvos formos nėra, nes jų cheminis aktyvumas yra per didelis. Jie reaguoja su oru, vandens garais, nemetalais, rūgštimis, oksidais ir druskomis, tai yra, beveik su viskuo.

Tai paaiškinama jų elektronine struktūra. Išoriniame lygyje yra tik vienas elektronas, kurio jie lengvai atsisako. Tai yra stipriausios redukuojančios medžiagos, todėl jų grynos formos gavimas užtruko gana ilgai. Pirmą kartą tai padarė Humphry Davy jau XVIII amžiuje elektrolizuodamas natrio hidroksidą. Dabar visi šios grupės atstovai yra išgaunami šiuo metodu.

Bendra šarminių metalų savybė yra ta, kad jie sudaro pirmąją grupę, pagrindinį periodinės lentelės pogrupį. Visi jie yra svarbūs elementai, sudarantys daug vertingų natūralių junginių, kuriuos naudoja žmonės.

Bendrosios d ir f šeimų metalų charakteristikos

Šiai elementų grupei priklauso visi tie, kurių oksidacijos būsenos gali skirtis. Tai reiškia, kad, priklausomai nuo sąlygų, metalas gali veikti ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius. Tokie elementai turi puikų gebėjimą reaguoti. Tarp jų yra daug amfoterinių medžiagų.

Bendras visų šių atomų pavadinimas yra pereinamieji elementai. Jie gavo, nes pagal savo savybes jie tikrai stovi per vidurį, tarp tipiškų s-šeimos metalų ir p-šeimos nemetalų.

Bendrosios pereinamųjų metalų charakteristikos reiškia jų panašių savybių žymėjimą. Jie yra tokie:

• didelis elektronų skaičius išoriniame lygyje;
• didelis atominis spindulys;
• kelios oksidacijos būsenos (nuo +3 iki +7);
• yra d arba f polygyje;
• sudaro 4-6 didelius sistemos periodus.

Šios grupės metalai, kaip paprastos medžiagos, yra labai stiprūs, lankstūs ir plastiški, todėl turi didelę pramoninę reikšmę.

Šoniniai periodinės lentelės pogrupiai

Šoninių pogrupių metalų bendrosios charakteristikos visiškai sutampa su pereinamųjų metalų charakteristikomis. Ir tai nenuostabu, nes iš esmės jie yra visiškai tas pats dalykas. Tiesiog sistemos šoninius pogrupius sudaro būtent d ir f šeimų atstovai, tai yra pereinamieji metalai. Todėl galime sakyti, kad šios sąvokos yra sinonimai.

Aktyviausi ir svarbiausi iš jų – pirmoji 10-ies atstovų eilė nuo skandžio iki cinko. Visi jie yra pramoninės reikšmės ir dažnai naudojami žmonių, ypač lydymui.

Lydiniai

Bendrosios metalų ir lydinių charakteristikos leidžia suprasti, kur ir kaip šios medžiagos gali būti naudojamos. Tokie junginiai per pastaruosius dešimtmečius patyrė didelių transformacijų, nes atrandami ir sintetinami nauji priedai, gerinantys jų kokybę.

Garsiausi šiandienos lydiniai yra:

• žalvaris;
• duraliuminis;
• ketaus;
• plieno;
• bronzos;
• laimės;
• nichromas ir kt.

Kas yra lydinys? Tai metalų mišinys, gaunamas lydant pastaruosius specialiuose krosnių įrenginiuose. Tai daroma siekiant gauti produktą, kurio savybės yra pranašesnės už jį sudarančių grynų medžiagų.

Metalų ir nemetalų savybių palyginimas

Jei kalbėsime apie bendras savybes, tai metalų ir nemetalų savybės skirsis vienu labai reikšmingu tašku: pastariesiems neįmanoma išskirti panašių savybių, nes jie labai skiriasi savo fizinėmis ir cheminėmis savybėmis.

Todėl neįmanoma sukurti panašios charakteristikos nemetalams. Galite apsvarstyti tik kiekvienos grupės atstovus atskirai ir apibūdinti jų savybes.