Allgemeine physikalische und chemische Eigenschaften von Metallen. Chemische Eigenschaften von Metallen

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

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

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

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

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

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

6) Dichte. Je kleiner die Atommasse des Metalls und je größer der Radius des Atoms ist, desto kleiner ist es. Am leichtesten ist Lithium (ρ=0,53 g/cm3); Am schwersten ist Osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g/cm3 gelten als „Leichtmetalle“.

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

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Starke Reduktionsmittel: Me 0 – nē → Me n +

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

1. Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen

1) Mit Sauerstoff:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Mit Schwefel:
Hg + S → HgS

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

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

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

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

Ca + H 2 → CaH 2

2. Reaktionen von Metallen mit Säuren

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

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Mit oxidierenden Säuren:

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

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

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

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

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

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

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

3. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser

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

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

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

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

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

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

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

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

Freie Metalle sind Restauratoren. Allerdings weisen einige Metalle aufgrund ihrer Beschichtung eine geringe Reaktivität auf Oberflächenoxidfilm, in unterschiedlichem Maße beständig gegen chemische Reagenzien wie Wasser, Lösungen von Säuren und Laugen.

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

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

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

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

Metallkorrosion

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

Korrosion von Metallen kommt auch in Wasser aufgrund der Anwesenheit der gelösten Gase CO 2 und SO 2 vor; Es entsteht ein saures Milieu und H+-Kationen werden durch aktive Metalle in Form von Wasserstoff H 2 verdrängt ( Wasserstoffkorrosion).

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

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

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

Unter Metallen versteht man eine Gruppe von Elementen, die in Form einfachster Stoffe vorliegen. Sie verfügen über charakteristische Eigenschaften, nämlich eine hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, einen positiven Temperaturkoeffizienten des Widerstands, eine hohe Duktilität und einen metallischen Glanz.

Beachten Sie, dass von den 118 bisher entdeckten chemischen Elementen die folgenden als Metalle klassifiziert werden sollten:

• Zur Gruppe der Erdalkalimetalle zählen 6 Elemente;
• unter den Alkalimetallen gibt es 6 Elemente;
• unter den Übergangsmetallen 38;
• in der Gruppe der Leichtmetalle 11;
• Unter den Halbmetallen gibt es 7 Elemente,
• 14 unter Lanthaniden und Lanthan,
• 14 in der Gruppe der Aktiniden und Seeanemonen,
• Beryllium und Magnesium liegen außerhalb der Definition.

Auf dieser Grundlage werden 96 Elemente als Metalle klassifiziert. Schauen wir uns genauer an, womit Metalle reagieren. Da die meisten Metalle auf der äußeren elektronischen Ebene über eine geringe Anzahl von Elektronen von 1 bis 3 verfügen, können sie bei den meisten ihrer Reaktionen als Reduktionsmittel wirken (d. h. sie geben ihre Elektronen an andere Elemente ab).

Reaktionen mit den einfachsten Elementen

• Außer Gold und Platin reagieren absolut alle Metalle mit Sauerstoff. Beachten Sie auch, dass die Reaktion mit Silber bei hohen Temperaturen stattfindet, bei normalen Temperaturen jedoch kein Silber(II)-oxid gebildet wird. Abhängig von den Eigenschaften des Metalls entstehen durch Reaktion mit Sauerstoff Oxide, Superoxide und Peroxide.

Hier sind Beispiele für jede chemische Ausbildung:

1. Lithiumoxid – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
2. Kaliumsuperoxid – K+O 2 =KO 2;
3. Natriumperoxid – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Um aus einem Peroxid ein Oxid zu erhalten, muss es mit demselben Metall reduziert werden. Zum Beispiel Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Bei niedrig- und mittelaktiven Metallen findet eine ähnliche Reaktion nur beim Erhitzen statt, zum Beispiel: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

• Metalle können mit Stickstoff nur mit aktiven Metallen reagieren, bei Raumtemperatur kann jedoch nur Lithium reagieren und Nitride bilden - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, beim Erhitzen findet jedoch die folgende chemische Reaktion statt: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
• Mit Ausnahme von Gold und Platin reagieren absolut alle Metalle mit Schwefel wie mit Sauerstoff. Beachten Sie, dass Eisen nur beim Erhitzen mit Schwefel reagieren und Sulfid bilden kann: Fe+S=FeS
• Nur aktive Metalle können mit Wasserstoff reagieren. Dazu gehören Metalle der Gruppen IA und IIA, außer Beryllium. Solche Reaktionen können nur bei Erhitzung ablaufen und dabei Hydride bilden.

  Da die Oxidationsstufe von Wasserstoff als 1 gilt, wirken die Metalle in diesem Fall als Reduktionsmittel: 2Na + H 2 = 2NaH.

• Die aktivsten Metalle reagieren auch mit Kohlenstoff. Als Ergebnis dieser Reaktion entstehen Acetylenide oder Methanide.

Überlegen wir, welche Metalle mit Wasser reagieren und was sie als Ergebnis dieser Reaktion produzieren. Acetylene erzeugen bei Wechselwirkung mit Wasser Acetylen und Methan entsteht durch die Reaktion von Wasser mit Methaniden. Hier sind Beispiele für diese Reaktionen:

1. Acetylen – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Methan - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2.

Reaktion von Säuren mit Metallen

Auch mit Säuren können Metalle unterschiedlich reagieren. Mit allen Säuren reagieren nur die Metalle, die in der elektrochemischen Aktivitätsreihe der Metalle bis hin zu Wasserstoff stehen.

Lassen Sie uns ein Beispiel für eine Substitutionsreaktion geben, das zeigt, womit Metalle reagieren. Anders ausgedrückt wird diese Reaktion Redox genannt: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Einige Säuren können auch mit Metallen interagieren, die nach Wasserstoff folgen: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Beachten Sie, dass eine solche verdünnte Säure mit einem Metall nach dem unten angegebenen klassischen Schema reagieren kann: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.

Allgemeine Eigenschaften von Metallen.

Das Vorhandensein schwach an den Kern gebundener Valenzelektronen bestimmt die allgemeinen chemischen Eigenschaften von Metallen. Bei chemischen Reaktionen wirken sie immer als Reduktionsmittel; einfache Metallstoffe weisen niemals oxidierende Eigenschaften auf.

Beschaffung von Metallen:
- Reduktion von Oxiden mit Kohlenstoff (C), Kohlenmonoxid (CO), Wasserstoff (H2) oder einem aktiveren Metall (Al, Ca, Mg);
- Reduktion aus Salzlösungen mit einem aktiveren Metall;
- Elektrolyse von Lösungen oder Schmelzen von Metallverbindungen - Reduktion der aktivsten Metalle (Alkali, Erdalkalimetalle und Aluminium) mit elektrischem Strom.

In der Natur kommen Metalle hauptsächlich in Form von Verbindungen vor; nur schwach aktive Metalle kommen in Form einfacher Substanzen (native Metalle) vor.

Chemische Eigenschaften von Metallen.
1. Wechselwirkung mit einfachen Stoffen, Nichtmetallen:
Die meisten Metalle können durch Nichtmetalle wie Halogene, Sauerstoff, Schwefel und Stickstoff oxidiert werden. Die meisten dieser Reaktionen erfordern jedoch ein Vorheizen, um zu beginnen. Anschließend kann die Reaktion unter Freisetzung großer Wärmemengen ablaufen, was zur Entzündung des Metalls führt.
Bei Raumtemperatur sind Reaktionen nur zwischen den aktivsten Metallen (Alkali und Erdalkali) und den aktivsten Nichtmetallen (Halogen, Sauerstoff) möglich. Alkalimetalle (Na, K) reagieren mit Sauerstoff unter Bildung von Peroxiden und Superoxiden (Na2O2, KO2).

a) Wechselwirkung von Metallen mit Wasser.
Bei Raumtemperatur interagieren Alkali- und Erdalkalimetalle mit Wasser. Durch die Substitutionsreaktion entstehen Alkali (lösliche Base) und Wasserstoff: Metall + H2O = Me(OH) + H2
Beim Erhitzen interagieren andere Metalle, die in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff stehen, mit Wasser. Magnesium reagiert mit kochendem Wasser, Aluminium – nach spezieller Oberflächenbehandlung, wodurch unlösliche Basen – Magnesiumhydroxid oder Aluminiumhydroxid – entstehen und Wasserstoff freigesetzt wird. Metalle in der Aktivitätsreihe von Zink (einschließlich) bis Blei (einschließlich) interagieren mit Wasserdampf (d. h. über 100 °C) und es bilden sich Oxide der entsprechenden Metalle und Wasserstoff.
Metalle, die sich in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff befinden, interagieren nicht mit Wasser.
b) Wechselwirkung mit Oxiden:
Aktive Metalle reagieren durch Substitutionsreaktion mit Oxiden anderer Metalle oder Nichtmetalle und reduzieren sie zu einfachen Substanzen.
c) Wechselwirkung mit Säuren:
Metalle, die sich in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff befinden, reagieren mit Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff und Bildung des entsprechenden Salzes. Metalle, die sich in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff befinden, interagieren nicht mit sauren Lösungen.
Einen besonderen Platz nehmen die Reaktionen von Metallen mit Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure ein. Alle Metalle außer Edelmetallen (Gold, Platin) können durch diese oxidierenden Säuren oxidiert werden. Bei diesen Reaktionen entstehen immer die entsprechenden Salze, Wasser und das Reduktionsprodukt von Stickstoff bzw. Schwefel.
d) mit Alkalien
Metalle, die amphotere Verbindungen bilden (Aluminium, Beryllium, Zink), sind in der Lage, mit Schmelzen (es entstehen die durchschnittlichen Salze der Aluminate, Beryllate oder Zinkate) oder Alkalilösungen (es entstehen die entsprechenden Komplexsalze) zu reagieren. Bei allen Reaktionen entsteht Wasserstoff.
e) Entsprechend der Position des Metalls in der Aktivitätsreihe sind Reaktionen der Reduktion (Verdrängung) eines weniger aktiven Metalls aus einer Lösung seines Salzes durch ein anderes, aktiveres Metall möglich. Als Ergebnis der Reaktion entsteht ein Salz eines aktiveren Metalls und einer einfachen Substanz – eines weniger aktiven Metalls.

Allgemeine Eigenschaften von Nichtmetallen.

Es gibt viel weniger Nichtmetalle als Metalle (22 Elemente). Allerdings ist die Chemie der Nichtmetalle aufgrund der stärkeren Füllung des äußeren Energieniveaus ihrer Atome viel komplexer.
Die physikalischen Eigenschaften von Nichtmetallen sind vielfältiger: Darunter gibt es gasförmige (Fluor, Chlor, Sauerstoff, Stickstoff, Wasserstoff), flüssige (Brom) und feste Stoffe, die sich im Schmelzpunkt stark voneinander unterscheiden. Die meisten Nichtmetalle leiten keinen Strom, aber Silizium, Graphit und Germanium haben halbleitende Eigenschaften.
Gasförmige, flüssige und einige feste Nichtmetalle (Jod) haben eine molekulare Struktur eines Kristallgitters, andere Nichtmetalle haben eine atomare Kristallgitterstruktur.
Fluor, Chlor, Brom, Jod, Sauerstoff, Stickstoff und Wasserstoff liegen unter normalen Bedingungen in Form zweiatomiger Moleküle vor.
Viele nichtmetallische Elemente bilden mehrere allotrope Modifikationen einfacher Substanzen. Sauerstoff hat also zwei allotrope Modifikationen – Sauerstoff O2 und Ozon O3, Schwefel hat drei allotrope Modifikationen – orthorhombischer, plastischer und monokliner Schwefel, Phosphor hat drei allotrope Modifikationen – roter, weißer und schwarzer Phosphor, Kohlenstoff – sechs allotrope Modifikationen – Ruß, Graphit, Diamant , Carbin, Fulleren, Graphen.

Im Gegensatz zu Metallen, die nur reduzierende Eigenschaften aufweisen, können Nichtmetalle bei Reaktionen mit einfachen und komplexen Stoffen sowohl als Reduktionsmittel als auch als Oxidationsmittel wirken. Aufgrund ihrer Aktivität nehmen Nichtmetalle einen bestimmten Platz in der Elektronegativitätsreihe ein. Fluor gilt als das aktivste Nichtmetall. Es weist ausschließlich oxidierende Eigenschaften auf. An zweiter Stelle der Aktivität steht Sauerstoff, an dritter Stelle Stickstoff, gefolgt von Halogenen und anderen Nichtmetallen. Wasserstoff hat unter den Nichtmetallen die niedrigste Elektronegativität.

Chemische Eigenschaften von Nichtmetallen.

1. Wechselwirkung mit einfachen Substanzen:
Nichtmetalle interagieren mit Metallen. Bei solchen Reaktionen wirken Metalle als Reduktionsmittel und Nichtmetalle als Oxidationsmittel. Durch die Verbindungsreaktion entstehen binäre Verbindungen – Oxide, Peroxide, Nitride, Hydride, Salze sauerstofffreier Säuren.
Bei den Reaktionen von Nichtmetallen untereinander zeigt das elektronegativere Nichtmetall die Eigenschaften eines Oxidationsmittels und das weniger elektronegative die Eigenschaften eines Reduktionsmittels. Bei der Verbindungsreaktion entstehen binäre Verbindungen. Es ist zu beachten, dass Nichtmetalle in ihren Verbindungen unterschiedliche Oxidationsstufen aufweisen können.
2. Wechselwirkung mit komplexen Substanzen:
a) mit Wasser:
Unter normalen Bedingungen interagieren nur Halogene mit Wasser.
b) mit Oxiden von Metallen und Nichtmetallen:
Viele Nichtmetalle können bei hohen Temperaturen mit Oxiden anderer Nichtmetalle reagieren und diese zu einfachen Substanzen reduzieren. Nichtmetalle, die in der Elektronegativitätsreihe links von Schwefel stehen, können auch mit Metalloxiden interagieren und Metalle zu einfachen Substanzen reduzieren.
c) mit Säuren:
Einige Nichtmetalle können mit konzentrierter Schwefel- oder Salpetersäure oxidiert werden.
d) mit Alkalien:
Unter dem Einfluss von Alkalien können einige Nichtmetalle dismutieren, da sie sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel sind.
Beispielsweise bei der Reaktion von Halogenen mit Alkalilösungen ohne Erhitzen: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O oder mit Erhitzen: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) mit Salzen:
Bei ihrer Wechselwirkung sind sie starke Oxidationsmittel und weisen reduzierende Eigenschaften auf.
Halogene (außer Fluor) gehen Substitutionsreaktionen mit Lösungen von Salzen von Halogenwasserstoffsäuren ein: Ein aktiveres Halogen verdrängt ein weniger aktives Halogen aus der Salzlösung.

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

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

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

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

2Mg + O 2 = t 2MgO.

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

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

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

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

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

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

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

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

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

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

Es ist bekannt, dass alle einfachen Stoffe in einfache Stoffe – Metalle und einfache Stoffe – Nichtmetalle, unterteilt werden können.

METALLE sind im Sinne von M.V. Lomonosov „leichte Körper, die geschmiedet werden können“. Dabei handelt es sich meist um formbare, glänzende Materialien mit hoher thermischer und elektrischer Leitfähigkeit. Diese physikalischen und viele chemische Eigenschaften von Metallen hängen mit der Fähigkeit ihrer Atome zusammen, Elektronen abzugeben.

Nichtmetalle hingegen sind in der Lage, in chemischen Prozessen Elektronen hinzuzufügen. Die meisten Nichtmetalle weisen die entgegengesetzten Eigenschaften von Metallen auf: Sie glänzen nicht, leiten keinen Strom und sind nicht schmiedebar. Sein Gegenteil Aufgrund ihrer Eigenschaften reagieren Metalle und Nichtmetalle leicht miteinander.

Dieser Teil des Selbstlehrers ist einem kurzen Überblick über die Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen gewidmet. Bei der Beschreibung der Eigenschaften von Elementen empfiehlt es sich, folgendes logisches Schema einzuhalten:

1. Beschreiben Sie zunächst die Struktur des Atoms (geben Sie die Verteilung der Valenzelektronen an), ziehen Sie eine Schlussfolgerung darüber, ob dieses Element zu Metallen oder Nichtmetallen gehört, bestimmen Sie seine Valenzzustände (Oxidationszustände) – siehe Lektion 3;

2. Beschreiben Sie dann die Eigenschaften einer einfachen Substanz, indem Sie Reaktionsgleichungen aufstellen

• mit Sauerstoff;
• mit Wasserstoff;
• mit Metallen (für Nichtmetalle) oder mit Nichtmetallen (für Metalle);
• mit Wasser;
• mit Säuren oder Laugen (wo möglich);
• mit Salzlösungen;

3. Anschließend müssen die Eigenschaften der wichtigsten Verbindungen (Wasserstoffverbindungen, Oxide, Hydroxide, Salze) beschrieben werden. In diesem Fall müssen Sie zunächst die Natur (sauer oder basisch) einer bestimmten Verbindung bestimmen und dann unter Berücksichtigung der Eigenschaften von Verbindungen dieser Klasse die erforderlichen Reaktionsgleichungen aufstellen;

4. Und schließlich ist es notwendig, die qualitativen Reaktionen auf Kationen (Anionen), die dieses Element enthalten, Methoden zur Gewinnung einer einfachen Substanz und der wichtigsten Verbindungen dieses chemischen Elements zu beschreiben und die praktische Anwendung der untersuchten Substanzen dieses Elements anzugeben.

Wenn Sie also feststellen, dass ein Oxid sauer ist, reagiert es mit Wasser, basischen Oxiden und Basen (siehe Lektion 2.1) und entspricht einem sauren Hydroxid (Säure). Bei der Beschreibung der Eigenschaften dieser Säure ist es auch sinnvoll, einen Blick auf den entsprechenden Abschnitt zu werfen: Lektion 2.2.

Metalle sind einfache Stoffe, deren Atome nur können verschenken Elektronen. Diese Eigenschaft von Metallen ist auf die Tatsache zurückzuführen, dass sich auf der äußeren Ebene diese Atome befinden wenige Elektronen (meistens 1 bis 3) oder Außenelektronen befinden sich weit weg vom Kern. Je weniger Elektronen sich auf der äußeren Ebene des Atoms befinden und je weiter sie vom Kern entfernt sind, desto aktiver ist das Metall (desto ausgeprägter sind seine metallischen Eigenschaften).

Aufgabe 8.1. Welches Metall ist aktiver:

Nennen Sie die chemischen Elemente A, B, C, D.

Metalle und Nichtmetalle werden im Periodensystem der chemischen Elemente (PSM) von Mendelejew durch eine Linie getrennt, die von Bor nach Astat verläuft. Oberhalb dieser Linie in Hauptuntergruppen Sind Nichtmetalle(siehe Lektion 3). Die übrigen chemischen Elemente sind Metalle.

Aufgabe 8.2. Welche der folgenden Elemente sind Metalle: Silizium, Blei, Antimon, Arsen, Selen, Chrom, Polonium?

Frage. Wie lässt sich die Tatsache erklären, dass Silizium ein Nichtmetall und Blei ein Metall ist, obwohl beide über die gleiche Anzahl externer Elektronen verfügen?

Ein wesentliches Merkmal von Metallatomen ist ihr großer Radius und das Vorhandensein schwach an den Kern gebundener Valenzelektronen. Für solche Atome ist die Ionisierungsenergie* gering.

* IONISATIONSENERGIE gleich der Arbeit, die aufgewendet wird, um ein äußeres Elektron aus einem Atom zu entfernen (pro Ionisation Atom) in seinem Grundenergiezustand.

Einige der Valenzelektronen von Metallen werden „frei“, wenn sie sich von Atomen lösen. „Freie“ Elektronen bewegen sich leicht zwischen Atomen und Metallionen im Kristall und bilden ein „Elektronengas“ (Abb. 28).

Zu einem späteren Zeitpunkt kann jedes der „freien“ Elektronen von jedem Kation angezogen werden, und jedes Metallatom kann ein Elektron abgeben und sich in ein Ion verwandeln (diese Prozesse sind in Abb. 28 durch gestrichelte Linien dargestellt).

Somit ähnelt die innere Struktur eines Metalls einem Schichtkuchen, bei dem sich positiv geladene „Schichten“ aus Metallatomen und -ionen mit elektronischen „Schichten“ abwechseln und von ihnen angezogen werden. Das beste Modell der inneren Struktur eines Metalls ist ein Stapel von mit Wasser befeuchteten Glasplatten: Es ist sehr schwierig, eine Platte von einer anderen abzureißen (starke Metalle) und eine Platte relativ leicht relativ zu einer anderen zu bewegen (duktile Metalle) ( Abb. 29).

Aufgabe 8.3. Erstellen Sie ein solches „Modell“ des Metalls und überprüfen Sie diese Eigenschaften.

Eine chemische Bindung, die durch „freie“ Elektronen erfolgt, nennt man Metallbindung.

Auch „freie“ Elektronen sorgen dafür körperlich Eigenschaften von Metallen wie elektrische und thermische Leitfähigkeit, Duktilität (Formbarkeit) und metallischer Glanz.

Aufgabe 8.4. Finden Sie Metallgegenstände im Haus.

Wenn Sie diese Aufgabe erledigen, können Sie ganz einfach Metallutensilien in der Küche finden: Töpfe, Pfannen, Gabeln, Löffel. Werkzeugmaschinen, Flugzeuge, Autos, Diesellokomotiven und Werkzeuge werden aus Metallen und deren Legierungen hergestellt. Die moderne Zivilisation ist ohne Metalle nicht möglich, da auch elektrische Leitungen aus Metallen bestehen – Cu und Al. Für die Herstellung von Antennen für Radio- und Fernsehempfänger eignen sich nur Metalle; die besten Spiegel werden aus Metallen hergestellt. Dabei werden oft nicht reine Metalle verwendet, sondern deren Mischungen (feste Lösungen) – LEGIERUNGEN.

Legierungen

Metalle bilden leicht Legierungen – Materialien, die metallische Eigenschaften haben und aus zwei oder mehr chemischen Elementen (einfachen Substanzen) bestehen, von denen mindestens eines ein Metall ist. Viele Metalllegierungen haben ein Metall als Basis mit kleinen Zusätzen anderer Komponenten. Grundsätzlich ist es schwierig, eine klare Grenze zwischen Metallen und Legierungen zu ziehen, da selbst die reinsten Metalle „Spuren“ von Verunreinigungen anderer chemischer Elemente enthalten.

Alle oben aufgeführten Gegenstände – Maschinen, Flugzeuge, Autos, Bratpfannen, Gabeln, Löffel, Schmuck – bestehen aus Legierungen. Verunreinigungsmetalle (Legierungsbestandteile) verändern sehr oft die Eigenschaften des Grundmetalls aus menschlicher Sicht zum Besseren. Beispielsweise sind sowohl Eisen als auch Aluminium relativ weiche Metalle. Aber wenn sie miteinander oder mit anderen Komponenten kombiniert werden, werden sie zu Stahl, Duraluminium und anderen langlebigen Strukturmaterialien. Schauen wir uns die Eigenschaften der gängigsten Legierungen an.

Stahl- das sind Legierungen Eisen mit Kohlenstoff, letzteres bis zu 2 % enthaltend. Legierte Stähle enthalten auch andere chemische Elemente – Chrom, Vanadium, Nickel. Es werden weitaus mehr Stähle hergestellt als alle anderen Metalle und Legierungen, und es ist schwierig, alle möglichen Verwendungszwecke aufzuzählen. Kohlenstoffarmer Stahl (weniger als 0,25 % Kohlenstoff) wird in großen Mengen als Konstruktionsmaterial verbraucht, und Stahl mit einem höheren Kohlenstoffgehalt (mehr als 0,55 %) wird zur Herstellung von Schneidwerkzeugen verwendet: Rasierklingen, Bohrer usw.

Eisen bildet die Basis Gusseisen. Gusseisen ist eine Eisenlegierung mit 2–4 % Kohlenstoff. Silizium ist auch ein wichtiger Bestandteil von Gusseisen. Aus Gusseisen kann eine Vielzahl sehr nützlicher Produkte gegossen werden, beispielsweise Schachtdeckel, Rohrleitungsarmaturen, Motorzylinderblöcke usw.

Bronze- Legierung Kupfer, normalerweise mit Zinn als Hauptlegierungsbestandteil, sowie mit Aluminium, Silizium, Beryllium, Blei und anderen Elementen, mit Ausnahme von Zink. Zinnbronzen waren bereits in der Antike bekannt und weit verbreitet. Die meisten antiken Bronzen enthalten 75–90 % Kupfer und 25–10 % Zinn, wodurch sie Gold ähneln, aber feuerfester sind. Dies ist eine sehr haltbare Legierung. Daraus wurden Waffen hergestellt, bis man lernte, Eisenlegierungen herzustellen. Mit der Verwendung von Bronze ist eine ganze Epoche der Menschheitsgeschichte verbunden: die Bronzezeit.

Messing- das sind Legierungen Kupfer mit Zn, Al, Mg. Dabei handelt es sich um Nichteisenlegierungen mit niedrigem Schmelzpunkt, die sich leicht verarbeiten lassen: Schneiden, Schweißen und Löten.

Kupfernickel- ist eine Legierung Kupfer mit Nickel, manchmal mit Zusätzen von Eisen und Mangan. Von den äußeren Eigenschaften her ähnelt Kupfernickel Silber, weist jedoch eine höhere mechanische Festigkeit auf. Die Legierung wird häufig zur Herstellung von Geschirr und preiswertem Schmuck verwendet. Die meisten modernen Silbermünzen bestehen aus Kupfernickel (normalerweise 75 % Kupfer und 25 % Nickel mit geringfügigen Zusätzen von Mangan).

Duraluminium oder Duraluminium ist eine Legierung auf Basis Aluminium unter Zusatz von Legierungselementen - Kupfer, Mangan, Magnesium und Eisen. Es zeichnet sich durch seine Stahlfestigkeit und Widerstandsfähigkeit gegenüber möglichen Überlastungen aus. Es ist das wichtigste Strukturmaterial in der Luft- und Raumfahrt.

Chemische Eigenschaften von Metallen

Metalle geben leicht Elektronen ab, d. h. sie geben Elektronen ab Restauratoren. Daher reagieren sie leicht mit Oxidationsmitteln.

Fragen

1. Welche Atome sind Oxidationsmittel?
2. Wie heißen einfache Stoffe, die aus Atomen bestehen, die Elektronen aufnehmen können?

Somit reagieren Metalle mit Nichtmetallen. Bei solchen Reaktionen entstehen Nichtmetalle, die Elektronen aufnehmen normalerweise UNTERER Oxidationszustand.

Schauen wir uns ein Beispiel an. Aluminium mit Schwefel reagieren lassen:

Frage. Welches dieser chemischen Elemente ist dazu fähig? gib einfach Elektronen? Wie viele Elektronen?

Aluminium - Metall, das in seiner äußeren Ebene (Gruppe III!) 3 Elektronen hat, also 3 Elektronen abgibt:

Während das Aluminiumatom Elektronen abgibt, nimmt das Schwefelatom diese auf.

Frage. Wie viele Elektronen kann ein Schwefelatom aufnehmen, bevor es die äußere Ebene vervollständigt? Warum?

Das Schwefelatom hat eine äußere Ebene 6 Elektronen (Gruppe VI!), daher erhält dieses Atom 2 Elektronen:

Somit hat die resultierende Verbindung die Zusammensetzung:

Als Ergebnis erhalten wir die Reaktionsgleichung:

Aufgabe 8.5. Stellen Sie mit ähnlichen Überlegungen Reaktionsgleichungen auf:

• Calcium + Chlor (Cl 2);
• Magnesium + Stickstoff (N 2).

Denken Sie beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen daran, dass ein Metallatom alle seine externen Elektronen abgibt und ein Nichtmetallatom so viele Elektronen aufnimmt, wie bis zu acht fehlen.

Die Namen der bei solchen Reaktionen erhaltenen Verbindungen enthalten immer das Suffix AUSWEIS:

Der Wortstamm im Namen leitet sich vom lateinischen Namen für ein Nichtmetall ab (siehe Lektion 2.4).

Metalle reagieren mit sauren Lösungen(siehe Lektion 2.2). Beim Aufstellen von Gleichungen für solche Reaktionen und bei der Bestimmung der Möglichkeit einer solchen Reaktion sollte man eine Spannungsreihe (Aktivitätsreihe) von Metallen verwenden:

Metalle in dieser Reihe zu Wasserstoff sind in der Lage, Wasserstoff aus sauren Lösungen zu verdrängen:

Aufgabe 8.6. Bilden Sie Gleichungen möglich Reaktionen:

• Magnesium + Schwefelsäure;
• Nickel + Salzsäure;
• Quecksilber + Salzsäure.

Alle diese Metalle in den resultierenden Verbindungen sind zweiwertig.

Die Reaktion eines Metalls mit einer Säure ist möglich, wenn sie dazu führt löslich Salz. Magnesium reagiert beispielsweise praktisch nicht mit Phosphorsäure, da seine Oberfläche schnell mit einer Schicht unlöslichen Phosphats bedeckt wird:

Metalle nach Wasserstoff dürfen reagieren mit einigen Säuren, aber Wasserstoff in diesen Reaktionen fällt nicht auf:

Aufgabe 8.7. Welches der Metalle - Ba, Mg, Fe, Pb, Cu- kann mit einer Schwefelsäurelösung reagieren? Warum? Bilden Sie Gleichungen möglich Reaktionen.

Metalle reagieren mit Wasser, wenn sie aktiver sind als Eisen (Eisen kann auch mit Wasser reagieren). Gleichzeitig sind sehr aktive Metalle ( Li–Al) reagieren mit Wasser unter normalen Bedingungen oder bei leichter Erwärmung nach dem Schema:

Wo X- Metallvalenz.

Aufgabe 8.8. Schreiben Sie Reaktionsgleichungen nach diesem Schema für K, Na, Ca. Welche anderen Metalle können auf diese Weise mit Wasser reagieren?

Es stellt sich die Frage: Warum reagiert Aluminium praktisch nicht mit Wasser? Tatsächlich kochen wir Wasser in einer Aluminiumpfanne und... nichts! Tatsache ist, dass die Oberfläche von Aluminium durch einen Oxidfilm (relativ Al 2 O 3) geschützt ist. Wenn es zerstört wird, beginnt eine recht aktive Reaktion von Aluminium mit Wasser. Es ist nützlich zu wissen, dass dieser Film durch Chlorionen Cl – zerstört wird. Und da Aluminiumionen gesundheitsschädlich sind, sollten Sie die Regel beachten: Stark salzhaltige Lebensmittel sollten nicht in Aluminiumbehältern aufbewahrt werden!

Frage. Kann es in Aluminiumbehältern aufbewahrt werden? sauer Kohlsuppe, Kompott?

Weniger aktive Metalle, die in der Spannungsreihe nach Aluminium liegen, reagieren mit Wasser in stark zerkleinertem Zustand und unter starker Erhitzung (über 100 °C) nach folgendem Schema:

Metalle, die weniger aktiv sind als Eisen, reagieren nicht mit Wasser!

Metalle reagieren mit Salzlösungen. In diesem Fall verdrängen aktivere Metalle das weniger aktive Metall aus der Lösung seines Salzes:

Aufgabe 8.9. Welche der folgenden Reaktionen sind möglich und warum:

1. Silber + Kupfernitrat II;
2. Nickel + Bleinitrat II;
3. Kupfer + Quecksilbernitrat II;
4. Zink + Nickelnitrat II.

Bilden Sie Gleichungen möglich Reaktionen. Erklären Sie bei Unmöglichen, warum sie unmöglich sind.

Es sollte beachtet werden (!), dass sehr reaktive Metalle, was unter normalen Bedingungen mit Wasser reagieren, verdrängen andere Metalle nicht aus Lösungen ihrer Salze, da sie mit Wasser und nicht mit Salz reagieren:

Und dann reagiert das entstehende Alkali mit Salz:

Daher die Reaktion zwischen Eisensulfat und Natrium NICHT begleitet Verdrängung eines weniger aktiven Metalls:

Metallkorrosion

Korrosion- ein spontaner Prozess der Metalloxidation unter dem Einfluss von Umweltfaktoren.

Metalle kommen in der Natur praktisch nicht in freier Form vor. Die einzigen Ausnahmen bilden die „edlen“, inaktivsten Metalle wie Gold und Platin. Alle anderen werden unter dem Einfluss von Sauerstoff, Wasser, Säuren usw. aktiv oxidiert. Beispielsweise bildet sich auf jedem ungeschützten Eisenprodukt gerade in Gegenwart von Sauerstoff oder Wasser Rost. In diesem Fall wird Eisen oxidiert:

und die Bestandteile der Luftfeuchtigkeit werden wiederhergestellt:

Infolge, Eisenhydroxid (II), das sich bei Oxidation in Rost verwandelt:

Auch andere Metalle können korrodieren, allerdings bildet sich auf deren Oberfläche kein Rost. Daher gibt es auf der Erde kein Aluminiummetall – das am häufigsten vorkommende Metall auf dem Planeten. Aber die Basis vieler Gesteine ​​und Böden ist Aluminiumoxid. Al2O3. Tatsache ist, dass Aluminium an der Luft sofort oxidiert. Metallkorrosion verursacht enorme Schäden und zerstört verschiedene Metallstrukturen.

Um Korrosionsverluste zu reduzieren, sollten die Ursachen, die sie verursachen, beseitigt werden. Zunächst sollten Metallgegenstände vor Feuchtigkeit isoliert werden. Dies kann auf unterschiedliche Weise erfolgen, beispielsweise durch Lagerung des Produkts an einem trockenen Ort, was nicht immer möglich ist. Darüber hinaus können Sie die Oberfläche des Objekts streichen, mit einer wasserabweisenden Zusammensetzung schmieren und einen künstlichen Oxidfilm erzeugen. Im letzteren Fall wird Chrom in die Legierung eingebracht, das „freundlicherweise“ seinen eigenen Oxidfilm über die Oberfläche des gesamten Metalls verteilt. Der Stahl wird rostfrei.

Edelstahlprodukte sind teuer. Daher nutzen sie zum Schutz vor Korrosion die Tatsache, dass das weniger aktive Metall verändert sich nicht, nimmt also nicht am Prozess teil. Deshalb, wenn Sie an das zu lagernde Produkt schweißen aktiver Metall, dann korrodiert das Produkt nicht, bis es zusammenbricht. Diese Schutzmethode wird aufgerufen treten Schutz.

Schlussfolgerungen

Metalle sind einfache Stoffe, die stets Reduktionsmittel sind. Die Reduktionsaktivität des Metalls nimmt in der Spannungsreihe von Lithium zu Gold ab. Anhand der Position des Metalls in der Spannungsreihe können Sie bestimmen, wie das Metall mit Säurelösungen, mit Wasser, mit Salzlösungen reagiert.