Metales típicos y atípicos. Propiedades generales de los metales. Conexión metálica. Reacciones de metales con ácidos.

Hay propiedades tecnológicas, físicas, mecánicas y químicas de los metales. Los físicos incluyen color, conductividad eléctrica. Las características de este grupo también incluyen conductividad térmica, fusibilidad y densidad del metal.

Las características mecánicas incluyen plasticidad, elasticidad, dureza, resistencia, viscosidad.

Propiedades químicas Los metales incluyen resistencia a la corrosión, solubilidad y oxidabilidad.

Características tales como "fluidez", templabilidad, soldabilidad, ductilidad, son tecnológicas.

Propiedades físicas

1. Color. Los metales no transmiten la luz por sí mismos, es decir, son opacos. En la luz reflejada, cada elemento tiene su propio matiz: un color. Entre los metales técnicos, solo el cobre y sus aleaciones tienen color. Los elementos restantes se caracterizan por una tonalidad que va del blanco plateado al acero gris.
2. Fusibilidad. Esta característica indica la capacidad del elemento bajo la influencia de la temperatura para pasar de un estado sólido a un estado líquido. La fusibilidad se considera la propiedad más importante de los metales. En el proceso de calentamiento, todos los metales de un estado sólido pasan a un estado líquido. Cuando la sustancia fundida se enfría, se produce una transición inversa: de un estado líquido a un estado sólido.
3. Conductividad eléctrica. Esta característica indica la capacidad de transferir electricidad mediante electrones libres. La conductividad eléctrica de los cuerpos metálicos es miles de veces mayor que la de los no metálicos. A medida que aumenta la temperatura, la conductividad de la electricidad disminuye y, a medida que disminuye la temperatura, aumenta. Cabe señalar que la conductividad eléctrica de las aleaciones siempre será inferior a la de cualquier metal que constituya la aleación.
4. Propiedades magnéticas. Los elementos claramente magnéticos (ferromagnéticos) incluyen solo cobalto, níquel, hierro, así como varias de sus aleaciones. Sin embargo, en el proceso de calentamiento a cierta temperatura, estas sustancias pierden su magnetismo. Las aleaciones de hierro individuales a temperatura ambiente no son ferromagnéticas.
5. Conductividad térmica. Esta característica indica la capacidad de transferir calor a uno menos calentado desde un cuerpo más calentado sin movimiento visible de sus partículas constituyentes. El alto nivel de conductividad térmica permite un calentamiento y enfriamiento uniforme y rápido de los metales. Entre los elementos técnicos, el cobre tiene el indicador más alto.

Los metales ocupan un lugar aparte en la química. La presencia de características apropiadas permite el uso de una sustancia particular en un área determinada.

Propiedades químicas de los metales.

1. Resistencia a la corrosión. La corrosión es la destrucción de una sustancia como resultado de una relación electroquímica o química con el medio ambiente. El ejemplo más común es la oxidación del hierro. La resistencia a la corrosión es una de las características naturales más importantes de varios metales. En este sentido, las sustancias como la plata, el oro y el platino se denominan nobles. Tiene alta resistencia a la corrosión El níquel y otros metales no ferrosos están sujetos a una destrucción más rápida y más fuerte que los metales no ferrosos.
2. Oxidabilidad. Esta característica indica la capacidad del elemento para reaccionar con O2 bajo la influencia de agentes oxidantes.
3. Solubilidad. Los metales que tienen una solubilidad ilimitada en estado líquido pueden formar soluciones sólidas cuando se solidifican. En estas soluciones, los átomos de un componente están incrustados en otro componente solo dentro de ciertos límites.

Cabe señalar que las propiedades físicas y químicas de los metales son una de las principales características de estos elementos.

Si dibujamos una diagonal desde el berilio hasta el astato en la tabla periódica de elementos de D.I. Mendeleev, entonces habrá elementos metálicos en la diagonal en la parte inferior izquierda (también incluyen elementos de subgrupos secundarios, resaltados en azul), y elementos no metálicos elementos en la parte superior derecha (resaltados amarillo). Los elementos ubicados cerca de la diagonal: los semimetales o metaloides (B, Si, Ge, Sb, etc.) tienen un carácter dual (resaltados en rosa).

Como puede verse en la figura, la gran mayoría de los elementos son metales.

En su propio modo naturaleza química Los metales son elementos químicos cuyos átomos donan electrones de los niveles de energía externos o preexternos, formando así iones cargados positivamente.

Casi todos los metales tienen radios relativamente grandes y una pequeña cantidad de electrones (de 1 a 3) en el nivel de energía externa. Los metales se caracterizan por valores de electronegatividad bajos y propiedades reductoras.

Los metales más típicos se ubican al principio de los períodos (a partir del segundo), más de izquierda a derecha, las propiedades metálicas se debilitan. En un grupo de arriba a abajo, las propiedades metálicas mejoran porque el radio de los átomos aumenta (debido a un aumento en el número de niveles de energía). Esto conduce a una disminución de la electronegatividad (la capacidad de atraer electrones) de los elementos y a un aumento de las propiedades de reducción (la capacidad de donar electrones a otros átomos en reacciones químicas).

típico los metales son elementos s (elementos del grupo IA de Li a Fr. elementos del grupo PA de Mg a Ra). La fórmula electrónica general de sus átomos es ns 1-2. Se caracterizan por presentar estados de oxidación +I y +II, respectivamente.

El pequeño número de electrones (1-2) en el nivel de energía exterior de los átomos metálicos típicos sugiere que estos electrones se pierden fácilmente y exhiben fuertes propiedades reductoras, lo que refleja valores bajos de electronegatividad. Esto implica las propiedades químicas limitadas y los métodos para obtener metales típicos.

Un rasgo característico de los metales típicos es la tendencia de sus átomos a formar cationes y enlaces químicos iónicos con átomos no metálicos. Los compuestos de metales típicos con no metales son cristales iónicos "catión de metal anión de no metal", por ejemplo, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Los cationes metálicos típicos también se incluyen en compuestos con aniones complejos: hidróxidos y sales, por ejemplo, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

Los metales del grupo A que forman la diagonal anfótera en la Tabla Periódica Be-Al-Ge-Sb-Po, así como los metales adyacentes a ellos (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) no presentan propiedades típicamente metálicas . La fórmula electrónica general de sus átomos. ns 2 notario público 0-4 implica una mayor variedad de estados de oxidación, una mayor capacidad para retener sus propios electrones, una disminución paulatina de su capacidad reductora y la aparición de una capacidad oxidante, especialmente en estados de oxidación altos (ejemplos típicos son los compuestos Tl III, Pb IV, Bi v ). Un comportamiento químico similar también es característico de la mayoría (elementos d, es decir, elementos de los grupos B de la tabla periódica (ejemplos típicos son los elementos anfóteros Cr y Zn).

Esta manifestación de propiedades de dualidad (anfóteras), tanto metálicas (básicas) como no metálicas, se debe a la naturaleza del enlace químico. En estado sólido, los compuestos de metales atípicos con no metales contienen predominantemente enlaces covalentes (pero menos fuertes que los enlaces entre no metales). En solución, estos enlaces se rompen fácilmente y los compuestos se disocian en iones (total o parcialmente). Por ejemplo, el galio metálico consta de moléculas de Ga 2, en estado sólido, los cloruros de aluminio y mercurio (II) AlCl 3 y HgCl 2 contienen enlaces covalentes fuertes, pero en una solución, el AlCl 3 se disocia casi por completo y el HgCl 2, en una cantidad muy pequeña. (y luego en iones HgCl + y Cl -).

Propiedades físicas generales de los metales.

Debido a la presencia de electrones libres ("gas de electrones") en la red cristalina, todos los metales exhiben las siguientes propiedades generales características:

1) El plastico- la capacidad de cambiar fácilmente de forma, estirarse en un alambre, enrollarse en láminas delgadas.

2) lustre metálico y opacidad. Esto se debe a la interacción de los electrones libres con la luz que incide sobre el metal.

3) Conductividad eléctrica. Se explica por el movimiento dirigido de electrones libres desde el polo negativo al positivo bajo la influencia de una pequeña diferencia de potencial. Cuando se calienta, la conductividad eléctrica disminuye, porque. a medida que aumenta la temperatura, aumentan las vibraciones de los átomos y los iones en los nodos de la red cristalina, lo que dificulta el movimiento dirigido del "gas de electrones".

4) Conductividad térmica. Se debe a la alta movilidad de los electrones libres, por lo que la masa del metal iguala rápidamente la temperatura. La conductividad térmica más alta está en el bismuto y el mercurio.

5) Dureza. El más duro es el cromo (corta vidrio); los más blandos, los metales alcalinos, potasio, sodio, rubidio y cesio, se cortan con un cuchillo.

6) Densidad. Es cuanto menor, menor es la masa atómica del metal y mayor el radio del átomo. El más ligero es el litio (ρ=0,53 g/cm3); el más pesado es el osmio (ρ=22,6 g/cm3). Los metales que tienen una densidad inferior a 5 g/cm3 se consideran "metales ligeros".

7) Puntos de fusión y ebullición. El metal más fusible es el mercurio (p.f. = -39°C), el metal más refractario es el tungsteno (t°m. = 3390°C). Metales con t°pl. por encima de 1000°C se consideran refractarios, por debajo - bajo punto de fusión.

Propiedades químicas generales de los metales.

Agentes reductores fuertes: Me 0 – nē → Me n +

Varias tensiones caracterizan la actividad comparativa de los metales en las reacciones redox en soluciones acuosas.

I. Reacciones de metales con no metales

1) Con oxígeno:
2Mg + O2 → 2MgO

2) Con azufre:
Hg + S → HgS

3) Con halógenos:
Ni + Cl2 – t° → NiCl2

4) Con nitrógeno:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Con fósforo:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Con hidrógeno (solo reaccionan los metales alcalinos y alcalinotérreos):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Reacciones de metales con ácidos.

1) Los metales que se encuentran en la serie electroquímica de voltajes hasta H reducen los ácidos no oxidantes a hidrógeno:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Con ácidos oxidantes:

En la interacción de ácido nítrico de cualquier concentración y ácido sulfúrico concentrado con metales ¡El hidrógeno nunca se libera!

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 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

tercero Interacción de los metales con el agua.

1) Los activos (metales alcalinos y alcalinotérreos) forman una base soluble (álcali) e hidrógeno:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Los metales de actividad media se oxidan con agua cuando se calientan hasta oxidarse:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inactivo (Au, Ag, Pt) - no reacciona.

IV. Desplazamiento por metales más activos de metales menos activos a partir de soluciones de sus sales:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO4 → Cu+ FeSO4

En la industria, a menudo no se usan metales puros, sino sus mezclas: aleaciones en el que las propiedades beneficiosas de un metal se complementan con las propiedades beneficiosas de otro. Así, el cobre tiene una dureza baja y es de poca utilidad para la fabricación de piezas de máquinas, mientras que las aleaciones de cobre con zinc ( latón) ya son bastante duros y se utilizan ampliamente en ingeniería mecánica. El aluminio tiene alta ductilidad y suficiente ligereza (baja densidad), pero es demasiado blando. Sobre esta base, se prepara una aleación con magnesio, cobre y manganeso: duraluminio (duraluminio), que, sin perder propiedades útiles aluminio, adquiere alta dureza y se vuelve adecuado en la industria aeronáutica. Las aleaciones de hierro con carbono (y adiciones de otros metales) son ampliamente conocidas hierro fundido y acero.

Los metales en forma libre son agentes reductores Sin embargo, la reactividad de algunos metales es baja debido al hecho de que están cubiertos con película de óxido superficial, en grados variables resistente a la acción de reactivos químicos tales como agua, soluciones de ácidos y álcalis.

Por ejemplo, el plomo siempre está cubierto con una película de óxido; su transición a la solución requiere no solo la exposición a un reactivo (por ejemplo, ácido nítrico diluido), sino también el calentamiento. La película de óxido sobre el aluminio impide su reacción con el agua, pero se destruye bajo la acción de ácidos y álcalis. Película de óxido suelta (óxido), formado en la superficie del hierro en aire húmedo, no interfiere con la posterior oxidación del hierro.

Bajo la influencia concentrado Los ácidos se forman en los metales. sostenible película de óxido Este fenómeno se llama pasivación. Entonces, en concentrado ácido sulfúrico pasivado (y luego no reacciona con ácido) metales como Be, Bi, Co, Fe, Mg y Nb, y en ácido nítrico concentrado - metales A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th y U.

Al interactuar con agentes oxidantes en soluciones ácidas, la mayoría de los metales se convierten en cationes, cuya carga está determinada por el estado de oxidación estable de un elemento dado en compuestos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ y Fe 3 +)

La actividad reductora de los metales en solución ácida se transmite por una serie de tensiones. La mayoría de los metales se convierten en una solución de ácido clorhídrico y sulfúrico diluido, pero Cu, Ag y Hg, solo ácidos sulfúrico (concentrado) y nítrico, y Pt y Au, "aqua regia".

Corrosión de metales

Una propiedad química indeseable de los metales es su destrucción activa (oxidación) al entrar en contacto con el agua y bajo la influencia del oxígeno disuelto en ella. (corrosión por oxígeno). Por ejemplo, la corrosión de los productos de hierro en el agua es ampliamente conocida, como resultado de lo cual se forma óxido y los productos se desmoronan en polvo.

La corrosión de los metales se produce en el agua también debido a la presencia de gases de CO 2 y SO 2 disueltos; se crea un ambiente ácido y los cationes H + son desplazados por metales activos en forma de hidrógeno H 2 ( corrosión por hidrógeno).

El punto de contacto entre dos metales diferentes puede ser especialmente corrosivo ( corrosión por contacto). Entre un metal, como el Fe, y otro metal, como el Sn o el Cu, colocados en agua, aparece un par galvánico. El flujo de electrones va del metal más activo, que está a la izquierda en la serie de voltajes (Re), al metal menos activo (Sn, Cu), y el metal más activo se destruye (corroe).

Es por esto que la superficie estañada de las latas (hierro estañado) se oxida cuando se almacena en un ambiente húmedo y se maneja sin cuidado (el hierro se derrumba rápidamente incluso después de que aparece un pequeño rasguño, lo que permite el contacto del hierro con la humedad). Por el contrario, la superficie galvanizada de un balde de hierro no se oxida por mucho tiempo, porque aunque haya rayones, no es el hierro el que se corroe, sino el zinc (un metal más activo que el hierro).

La resistencia a la corrosión de un metal determinado mejora cuando se recubre con un metal más activo o cuando se fusionan; por ejemplo, recubrir el hierro con cromo o hacer una aleación de hierro con cromo elimina la corrosión del hierro. Hierro y acero cromados que contienen cromo ( acero inoxidable) tienen alta resistencia a la corrosión.

electrometalurgia, es decir, la obtención de metales por electrólisis de fundidos (para los metales más activos) o soluciones salinas;

pirometalurgia, es decir, la recuperación de metales a partir de minerales en alta temperatura(por ejemplo, obtención de hierro en un proceso de alto horno);

hidrometalurgia, es decir, el aislamiento de metales de soluciones de sus sales por metales más activos (por ejemplo, la producción de cobre a partir de una solución de CuSO 4 por la acción de zinc, hierro o aluminio).

Los metales nativos a veces se encuentran en la naturaleza (los ejemplos típicos son Ag, Au, Pt, Hg), pero con mayor frecuencia los metales se encuentran en forma de compuestos ( minerales metálicos). Por prevalencia en la corteza terrestre, los metales son diferentes: desde los más comunes: Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) hasta los más raros: Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Propiedades restauradoras- Estas son las principales propiedades químicas características de todos los metales. Se manifiestan en interacción con una amplia variedad de agentes oxidantes, incluidos los agentes oxidantes de ambiente. A vista general la interacción de un metal con agentes oxidantes se puede expresar mediante el esquema:

Yo + Oxidante" Yo(+X),

Donde (+X) es el estado de oxidación positivo de Me.

Ejemplos de oxidación de metales.

Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti (+4) Ti + 2I 2 = Ti I 4

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

Serie de actividad de los metales.

Las propiedades reductoras de los metales difieren entre sí. Los potenciales de electrodo E se utilizan como una característica cuantitativa de las propiedades reductoras de los metales.

Cuanto más activo es el metal, más negativo es su potencial de electrodo estándar E o.

Los metales dispuestos en fila a medida que su actividad oxidativa disminuye forman una fila de actividad.

Serie de actividad de los metales.

Yo

li

k

California

N / A

miligramos

Alabama

Minnesota

zinc

cr

Fe

Ni

sn

Pb

H2

cobre

agricultura

Au

mez+

li+

K+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al 3+

Mn2+

Zn2+

Cr3+

Fe2+

Ni2+

sn 2+

Pb 2+

H+

Cu2+

Ag+

Au 3+

E o ,B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Un metal con un valor Eo más negativo puede reducir un catión metálico con un potencial de electrodo más positivo.

La reducción de un metal a partir de una disolución de su sal con otro metal con mayor actividad reductora se denomina cementación.. La cementación se utiliza en tecnologías metalúrgicas.

En particular, el Cd se obtiene reduciéndolo a partir de una solución de su sal con zinc.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Interacción de metales con oxígeno.

El oxígeno es un agente oxidante fuerte. Puede oxidar la gran mayoría de los metales exceptoAuypunto . Los metales en el aire entran en contacto con el oxígeno, por lo tanto, cuando se estudia la química de los metales, siempre se presta atención a las características de la interacción de un metal con oxígeno.

Todo el mundo sabe que el hierro en el aire húmedo está cubierto de óxido: óxido de hierro hidratado. Pero muchos metales en estado compacto a una temperatura no demasiado alta muestran resistencia a la oxidación, ya que forman finas películas protectoras en su superficie. Estas películas de productos de oxidación no permiten que el agente oxidante entre en contacto con el metal. El fenómeno de la formación de capas protectoras en la superficie del metal que evitan la oxidación del metal se denomina pasivación del metal.

Un aumento de la temperatura favorece la oxidación de los metales por el oxígeno. La actividad de los metales aumenta en el estado finamente dividido. La mayoría de los metales en forma de polvo se queman en oxígeno.

s-metales

La mayor actividad reparadora se muestras-rieles. Los metales Na, K, Rb Cs son capaces de encenderse en el aire y se almacenan en recipientes sellados o bajo una capa de queroseno. Ser y Mg en temperaturas bajas pasivado en aire. Pero cuando se enciende, la tira de Mg arde con una llama deslumbrante.

RielesYoLos subgrupos A y Li, cuando interactúan con el oxígeno, forman óxidos..

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

Metales alcalinos, exceptoli, al interactuar con el oxígeno, no forman óxidos, sino peróxidosYo 2 O 2 y superóxidosMeO 2 .

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

p-metales

Propiedad de los metalespags- al bloque sobre el aire son pasivados.

Cuando se quema en oxígeno

• Los metales del subgrupo IIIA forman óxidos del tipo yo 2 o 3,
• Sn se oxida a SNO 2 , y Pb - hasta PbO
• Bi va a bi 2 o 3.

d-metales

Todosd- período 4 los metales son oxidados por el oxígeno. Sc, Mn, Fe se oxidan más fácilmente. Particularmente resistente a la corrosión Ti, V, Cr.

Cuando se quema en oxígeno de todod

Cuando se quema en oxígeno de todod- elementos del 4º período, sólo el escandio, el titanio y el vanadio forman óxidos en los que Me está en el estado de oxidación más alto, igual al número de grupo. Los metales d restantes del cuarto período, cuando se queman en oxígeno, forman óxidos en los que Me está en estados de oxidación intermedios pero estables.

Tipos de óxidos formados por d-metales de 4 periodos durante la combustión en oxígeno:

• Meo formar Zn, Cu, Ni, Co. (a T>1000оС Cu forma Cu 2 O),
• yo 2 o 3, forma Cr, Fe y Sc,
• MeO2 - manganeso y ti
• V forma el óxido más alto - V 2 O 5 .

d-metales de los periodos 5 y 6, excepto Y la, más que todos los demás metales son resistentes a la oxidación. No reacciona con el oxígeno. Au, Pt .

Cuando se quema en oxígenod-los metales de 5 y 6 períodos, por regla general, forman óxidos superiores, las excepciones son los metales Ag, Pd, Rh, Ru.

Tipos de óxidos formados por metales d de 5 y 6 periodos durante la combustión en oxígeno:

• yo 2 o 3- forma Y, La; Rh;
• MeO2-Zr, Hf; Ir:
• yo 2 o 5-Nb, Ta;
• MeO 3- lun, mié
• yo 2 o 7- Tc, Re
• Meo 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• yo 2 o- Ag;

La interacción de los metales con los ácidos.

En soluciones ácidas, el catión hidrógeno es un agente oxidante.. El catión H+ puede oxidar metales en la serie de actividad a hidrógeno, es decir. que tienen potenciales de electrodo negativos.

Muchos metales, cuando se oxidan, en soluciones acuosas ácidas, muchos se convierten en cationes.Mez + .

Los aniones de varios ácidos son capaces de exhibir propiedades oxidantes que son más fuertes que el H+. Tales agentes oxidantes incluyen aniones y los ácidos más comunes. H 2 ASI QUE 4 yHNO 3 .

Los aniones NO 3 - exhiben propiedades oxidantes a cualquier concentración en solución, pero los productos de reducción dependen de la concentración del ácido y la naturaleza del metal oxidado.

Los aniones SO 4 2- exhiben propiedades oxidantes solo en H 2 SO 4 concentrado.

Productos de reducción de oxidantes: H + , NO 3 - , ASI QUE 4 2 -

2H + + 2e - =H 2

ASI QUE 4 2- de H 2 SO 4 concentrado ASI QUE 4 2- + 2e - + 4 H + = ASI QUE 2 + 2 H 2 O

(posible también la formación de S, H 2 S)

NO 3 - de HNO 3 concentrado NO 3 - + mi - +2H+= NO2 + H2O
NO 3 - de HNO 3 diluido Nº 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H 2 O

(También es posible formar N 2 O, N 2, NH 4 +)

Ejemplos de reacciones de interacción de metales con ácidos.

Zn + H 2 SO 4 (razb.) "ZnSO 4 + H 2

8Al + 15H 2 SO 4 (c.) "4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

3Ni + 8HNO 3 (deb.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 4HNO 3 (c.) "Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Productos de oxidación de metales en soluciones ácidas

Los metales alcalinos forman un catión del tipo Me +, los s-metales del segundo grupo forman cationes Yo 2+.

Los metales del bloque p, cuando se disuelven en ácidos, forman los cationes indicados en la tabla.

Los metales Pb y Bi se disuelven únicamente en ácido nítrico.

Yo	Alabama	Georgia	En	Tl	sn	Pb	Bi
mez+	Al 3+	Ga3+	En 3+	Tl +	sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo,B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Todos los d-metales 4 periodos excepto cobre , puede ser oxidado por ionesH+ en soluciones ácidas.

Tipos de cationes formados por d-metales 4 periodos:

• Yo 2+(forma d-metales que van desde Mn a Cu)
• Yo 3+ ( forman Sc, Ti, V, Cr y Fe en ácido nítrico).
• Ti y V también forman cationes MeO 2+

d-los elementos de los periodos 5 y 6 son más resistentes a la oxidación que los del 4d- metales.

En soluciones ácidas, H + puede oxidar: Y, La, Cd.

En HNO 3 se pueden disolver: Cd, Hg, Ag. El HNO 3 caliente disuelve Pd, Tc, Re.

En H 2 SO 4 caliente se disuelven: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metales: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W suelen estar disueltos en una mezcla de HNO 3 + HF.

En agua regia (mezclas de HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au y Os pueden disolverse con dificultad). El motivo de la disolución de los metales en agua regia o en una mezcla de HNO 3 + HF es la formación de compuestos complejos.

Ejemplo. La disolución del oro en agua regia se hace posible debido a la formación de un complejo -

Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

Interacción de los metales con el agua.

Las propiedades oxidantes del agua se deben H(+1).

2H 2 O + 2e -" H 2 + 2OH-

Dado que la concentración de H + en el agua es baja, sus propiedades oxidantes son bajas. Los metales pueden disolverse en agua. mi< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Todoss- metales, excepto ser y mg fácilmente soluble en agua.

2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 Vaya -

Na reacciona vigorosamente con el agua, liberando calor. El H 2 emitido puede encenderse.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Mg se disuelve solo en agua hirviendo, Be está protegido de la oxidación por un óxido insoluble inerte

Los metales del bloque p son agentes reductores menos potentes ques.

Entre los p-metales, la actividad reductora es mayor para los metales del subgrupo IIIA, Sn y Pb son agentes reductores débiles, Bi tiene Eo > 0.

Los p-metales no se disuelven en agua en condiciones normales. Cuando el óxido protector se disuelve de la superficie en soluciones alcalinas, el agua oxida el Al, el Ga y el Sn.

Entre los d-metales, son oxidados por el agua. cuando se calienta Sc y Mn, La, Y. El hierro reacciona con el vapor de agua.

Interacción de metales con soluciones alcalinas.

En soluciones alcalinas, el agua actúa como agente oxidante..

2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo \u003d - 0.826 B (pH \u003d 14)

Las propiedades oxidantes del agua disminuyen al aumentar el pH, debido a una disminución en la concentración de H+. Sin embargo, algunos metales que no se disuelven en agua se disuelven en soluciones alcalinas, por ejemplo, Al, Zn y algunos otros. razón principal la disolución de tales metales en soluciones alcalinas es que los óxidos e hidróxidos de estos metales exhiben anfotericidad, se disuelven en álcali, eliminando la barrera entre el agente oxidante y el agente reductor.

Ejemplo. Disolución de Al en solución de NaOH.

2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2

Esta lección está dedicada al estudio del tema "Propiedades generales de los metales. Conexión metálica. Durante la lección, se considerarán las propiedades químicas generales de los metales, las características del enlace químico metálico. El profesor explicará las similitudes entre las propiedades químicas y físicas de los metales utilizando un modelo de su estructura interna.

Tema: Química de los metales

Lección: Propiedades generales de los metales. conexión metálica

Los metales se caracterizan por propiedades físicas comunes: tienen un brillo metálico especial, alta conductividad térmica y eléctrica y ductilidad.

Los metales también comparten algunas propiedades químicas comunes. Es importante recordar que en las reacciones químicas, los metales actúan como agentes reductores: donan electrones y aumentan su estado de oxidación. Considere algunas reacciones en las que participan metales.

INTERACCIÓN CON EL OXÍGENO

Muchos metales pueden reaccionar con el oxígeno. Por lo general, los productos de estas reacciones son óxidos, pero hay excepciones, sobre las cuales aprenderá en la siguiente lección. Considere la interacción del magnesio con el oxígeno.

El magnesio se quema en oxígeno para formar óxido de magnesio:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

Arroz. 1. Combustión de magnesio en oxígeno.

Los átomos de magnesio donan sus electrones externos a los átomos de oxígeno: dos átomos de magnesio donan dos electrones cada uno a dos átomos de oxígeno. En este caso, el magnesio actúa como agente reductor y el oxígeno actúa como agente oxidante.

Los metales reaccionan con los halógenos. El producto de esta reacción es un haluro metálico, como el cloruro.

Arroz. 2. Combustión de potasio en cloro

El potasio se quema en cloro para formar cloruro de potasio:

2K + Cl 2 \u003d 2KCl

Dos átomos de potasio donan un electrón a la molécula de cloro. El potasio, al aumentar el estado de oxidación, desempeña el papel de agente reductor, y el cloro, al disminuir el estado de oxidación, desempeña el papel de agente oxidante.

Muchos metales reaccionan con el azufre para formar sulfuros. En estas reacciones, los metales también actúan como agentes reductores, mientras que el azufre actuará como agente oxidante. El azufre en sulfuros está en el estado de oxidación -2, es decir baja su estado de oxidación de 0 a -2. Por ejemplo, cuando se calienta, el hierro reacciona con el azufre para formar sulfuro de hierro (II):

Arroz. 3. Interacción del hierro con el azufre

Los metales también pueden reaccionar con hidrógeno, nitrógeno y otros no metales bajo ciertas condiciones.

Solo los metales activos, como los alcalinos y los alcalinotérreos, reaccionan con el agua sin calentamiento. Durante estas reacciones, se forma álcali y se libera gas hidrógeno. Por ejemplo, el calcio reacciona con el agua para formar hidróxido de calcio e hidrógeno, liberando un gran número de calor:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Los metales menos activos, como el hierro y el zinc, reaccionan con el agua solo cuando se calientan para formar óxido de metal e hidrógeno. Por ejemplo:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

En estas reacciones, el agente oxidante es el átomo de hidrógeno, que forma parte del agua.

Los metales a la derecha del hidrógeno en la serie de voltaje no reaccionan con el agua.

Ya sabes que los metales que están en la serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno reaccionan con los ácidos. En estas reacciones, los metales donan electrones y actúan como agente reductor. El agente oxidante son los cationes de hidrógeno formados en soluciones ácidas. Por ejemplo, el zinc reacciona con el ácido clorhídrico:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2

De lo contrario, proceden las reacciones de los metales con los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado. Casi no se libera hidrógeno en estas reacciones. Hablaremos de tales interacciones en las próximas lecciones.

Un metal puede reaccionar con una solución salina si es más activo que el metal en la sal. Por ejemplo, el hierro reemplaza al cobre del sulfato de cobre (II):

Fe + CuSO4 \u003d FeSO4 + Cu

El hierro es un agente reductor, los cationes de cobre son un agente oxidante.

Tratemos de explicar por qué los metales tienen propiedades físicas y químicas comunes. Para hacer esto, considere un modelo de la estructura interna del metal.

Los átomos de metal tienen radios relativamente grandes y una pequeña cantidad de electrones externos. Estos electrones son atraídos débilmente por el núcleo, por lo tanto, en las reacciones químicas, los metales actúan como agentes reductores, donando electrones del nivel de energía externo.

En los nodos de la red cristalina de metales no solo hay átomos neutros, sino también cationes metálicos, porque los electrones externos se mueven libremente en la red cristalina. En este caso, los átomos, donando electrones, se convierten en cationes, y los cationes, aceptando electrones, se convierten en átomos eléctricamente neutros.

Arroz. 4. Modelo de la estructura interna del metal.

Un enlace químico que se forma como resultado de la atracción de cationes metálicos a electrones que se mueven libremente se llama metálico.

La conductividad eléctrica y térmica de los metales se explica por la presencia de electrones libres, que pueden ser portadores corriente eléctrica y portadores de calor. La plasticidad del metal se explica por el hecho de que bajo acción mecánica el enlace químico no se rompe, porque. un enlace químico no se establece entre átomos y cationes específicos, sino entre todos los cationes metálicos con todos los electrones libres en un cristal metálico.

1. Mikityuk AD Colección de tareas y ejercicios de química. Grados 8-11 / A.D. Mikityuk. - M.: Ed. "Examen", 2009.

2. Orzhekovsky P.A. Química: 9º grado: libro de texto. en general instante / PA Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§23)

3. Orzhekovsky P.A. Química: 9º grado: libro de texto para educación general. instante / PA Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§6)

4. Rudzitis G. E. Química: inórgano. química. Organo. química: libro de texto. para 9 celdas. / G. E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M .: Educación, JSC "Libros de texto de Moscú", 2009.

5. Identificación de Khomchenko Colección de problemas y ejercicios de química para bachillerato. -M.:RIA" Nueva ola": Editorial Umerenkov, 2008.

6. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química / Capítulo. edición VIRGINIA. Volodin, líder. científico edición I. Leenson. -M.: Avanta+, 2003.

Recursos web adicionales

1. Una colección única de recursos educativos digitales (experiencias en video sobre el tema) ().

2. Versión electrónica de la revista "Química y Vida" ().

Tareas para el hogar

p.41 Nos. A1, A2 del Libro de texto de P.A. Orzhekovsky. “Química: 9º grado” (M.: Astrel, 2013).

En primer lugar, debe recordarse que los metales generalmente se dividen en tres grupos:

1) Metales activos: Estos metales incluyen todos los metales alcalinos, metales alcalinotérreos, así como magnesio y aluminio.

2) Metales de actividad media: incluyen los metales ubicados entre el aluminio y el hidrógeno en la serie de actividad.

3) Metales inactivos: metales ubicados en la serie de actividad a la derecha del hidrógeno.

En primer lugar, debe recordar que los metales de baja actividad (es decir, los que se encuentran después del hidrógeno) no reaccionan con el agua bajo ninguna condición.

Los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua en cualquier condición (incluso a temperatura normal y en frío), mientras que la reacción va acompañada del desprendimiento de hidrógeno y la formación de hidróxido metálico. Por ejemplo:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

El magnesio, debido a que está cubierto con una película protectora de óxido, reacciona con el agua solo cuando se hierve. Cuando se calienta en agua, la película de óxido que consiste en MgO se destruye y el magnesio debajo de ella comienza a reaccionar con el agua. En este caso, la reacción también va acompañada del desprendimiento de hidrógeno y la formación de hidróxido metálico, que, sin embargo, es insoluble en el caso del magnesio:

Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 ↓ + H 2

El aluminio, como el magnesio, está cubierto con una película protectora de óxido, pero en este caso no puede destruirse por ebullición. Para eliminarlo, se requiere limpieza mecánica (con algún tipo de abrasivo) o su destrucción química con álcali, soluciones de sales de mercurio o sales de amonio:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

Los metales de actividad media reaccionan con el agua solo cuando se encuentra en estado de vapor de agua sobrecalentado. En este caso, el metal en sí debe calentarse a una temperatura al rojo vivo (alrededor de 600-800 ° C). A diferencia de los metales activos, los metales de actividad intermedia, al reaccionar con el agua, forman óxidos metálicos en lugar de hidróxidos. El producto de reducción en este caso es hidrógeno:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 o

Fe + H 2 O \u003d FeO + H 2 (dependiendo del grado de calentamiento)