Quels métaux interagissent avec l'eau. Raisons

Équations de réaction du rapport métallique :

• a) aux substances simples : oxygène, hydrogène, halogènes, soufre, azote, carbone ;
• b) aux substances complexes : eau, acides, alcalis, sels.

1. Les métaux comprennent les éléments s des groupes I et II, tous les éléments s, les éléments p du groupe III (sauf le bore), ainsi que l'étain et le plomb (groupe IV), le bismuth (groupe V) et le polonium (groupe VI). Les métaux ont pour la plupart à l'extérieur niveau d'énergie 1 à 3 électrons. Pour les atomes d'éléments d, au cours des périodes, les sous-niveaux d de la couche pré-externe sont remplis de gauche à droite.
2. Propriétés chimiques les métaux sont dus à la structure caractéristique de leurs couches électroniques externes.

Au cours d'une période donnée, à mesure que la charge nucléaire augmente, les rayons des atomes ayant le même nombre de couches électroniques diminuent. Les atomes de métaux alcalins ont les rayons les plus grands. Plus le rayon d'un atome est petit, plus plus d'énergie ionisation, et plus le rayon de l’atome est grand, plus l’énergie d’ionisation est faible. Étant donné que les atomes métalliques ont les rayons atomiques les plus grands, ils se caractérisent principalement par de faibles valeurs d'énergie d'ionisation et d'affinité électronique. Les métaux libres présentent des propriétés exclusivement réductrices.

3) Les métaux forment des oxydes, par exemple :

Seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec l'hydrogène en formant des hydrures :

Les métaux réagissent avec les halogènes, formant des halogénures, avec des sulfures de soufre, avec des nitrures d'azote, avec des carbures de carbone.

Avec une augmentation de la valeur algébrique du potentiel d'électrode standard d'un métal E 0 dans la série de tensions, la capacité du métal à réagir avec l'eau diminue. Ainsi, le fer ne réagit avec l'eau qu'à un rythme très rapide.:

haute température Métaux avec valeur positive

Le potentiel d'électrode standard, c'est-à-dire ceux qui se trouvent après l'hydrogène dans la série de tension, ne réagit pas avec l'eau. Les réactions des métaux avec les acides sont caractéristiques. Métaux avec valeur négative

E 0 déplace l'hydrogène des solutions de HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, etc.

Un métal avec une valeur E0 inférieure déplace un métal avec une valeur E0 plus élevée des solutions salines :

Les composés de calcium les plus importants obtenus industriellement, leurs propriétés chimiques et leurs méthodes de production.

L'oxyde de calcium CaO est appelé chaux vive. Il est obtenu par combustion de calcaire CaC0 3 --> CaO + CO, à une température de 2000°C. L'oxyde de calcium a les propriétés d'un oxyde basique : grandes quantités chaleur:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (chaux éteinte).

b) réagit avec les acides pour former du sel et de l'eau :

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O

c) réagit avec les oxydes d'acide pour former un sel :

CaO + C0 2 = CaC0 3

L'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2 est utilisé sous forme de chaux éteinte, de lait de chaux et d'eau de chaux.

Le lait de chaux est une bouillie formée en mélangeant un excès de chaux éteinte avec de l'eau.

L'eau de chaux est une solution claire obtenue en filtrant le lait de chaux. Utilisé en laboratoire pour détecter le monoxyde de carbone (IV).

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

Avec un passage prolongé du monoxyde de carbone (IV), la solution devient transparente, car il se forme un sel acide, soluble dans l'eau :

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

Si la solution transparente résultante de bicarbonate de calcium est chauffée, la turbidité se produit à nouveau, car un précipité de CaC0 3 précipite :

Dans la leçon 28" Propriétés chimiques de l'eau"du cours" Chimie pour les nuls» découvrez l'interaction de l'eau avec diverses substances.

À conditions normales l'eau est une substance assez active par rapport à d'autres substances. Cela signifie qu'il entre en réaction chimique avec beaucoup d'entre eux.

Si un flux de monoxyde de carbone gazeux (IV) CO 2 (dioxyde de carbone) est dirigé dans l'eau, une partie de celui-ci s'y dissoudra (Fig. 109).

Dans ce cas, une réaction chimique du composé se produit dans la solution, à la suite de laquelle une nouvelle substance est formée - acide carbonique H2CO3 :

Note: En collectant du dioxyde de carbone sur l'eau, J. Priestley a découvert qu'une partie du gaz se dissout dans l'eau et lui donne un agréable goût acidulé. En fait, Priestley a été le premier à obtenir une boisson telle que le soda gazeux.hurler, de l'eau.

La réaction du composé se produit également si un solide est ajouté à l’eau. oxyde de phosphore(V) P 2 O 5. Dans ce cas, une réaction chimique se produit avec la formation acide phosphorique H 3 PO 4(Fig. 110) :

Testons les solutions obtenues en faisant réagir le CO 2 et le P 2 O 5 avec de l'eau à l'aide d'un indicateur méthylorange. Pour ce faire, ajoutez 1 à 2 gouttes de solution indicatrice aux solutions obtenues. La couleur de l'indicateur passera de l'orange à rouge qu'est-ce que ça dit sur la présence acides en solution. Cela signifie que lorsque le CO 2 et le P 2 O 5 interagissent avec l'eau, les acides H 2 CO 3 et H 3 PO 4 se forment en réalité.

Les oxydes comme le CO 2 et le P 2 O 5, qui forment des acides lorsqu'ils réagissent avec l'eau, sont classés comme oxydes d'acide.

Oxydes acides- ce sont des oxydes, qui correspondent aux acides.

Certains des oxydes acides et leurs acides correspondants sont donnés dans le tableau 11. Notez qu'il s'agit d'oxydes d'éléments non métalliques. Généralement, les oxydes non métalliques sont des oxydes acides.

Interaction avec les oxydes métalliques

L'eau réagit différemment avec les oxydes métalliques et avec les oxydes non métalliques.

Étudions l'interaction de l'oxyde de calcium CaO avec l'eau. Pour ce faire, placez une petite quantité de CaO dans un verre d'eau et mélangez soigneusement. Dans ce cas, une réaction chimique se produit :

à la suite de quoi une nouvelle substance Ca(OH)2 est formée, qui appartient à la classe des bases. Les oxydes de lithium et de sodium réagissent de la même manière avec l'eau. Dans ce cas, des bases sont également formées, par exemple :

Vous en apprendrez davantage sur les fondations dans la prochaine leçon. Les oxydes métalliques auxquels correspondent les bases sont appelés oxydes basiques.

Oxydes basiques- ce sont des oxydes qui correspondent aux bases.

Le tableau 12 montre les formules de certains oxydes basiques et de leurs bases correspondantes. Notez que contrairement aux oxydes acides, les oxydes basiques contiennent des atomes métalliques. La plupart des oxydes métalliques sont des oxydes basiques.

Bien que chaque oxyde basique ait une base associée, tous les oxydes basiques ne réagissent pas avec l’eau comme le CaO pour former des bases.

Interaction avec les métaux

Dans des conditions normales, les métaux actifs (K, Na, Ca, Ba, etc.) réagissent violemment avec l'eau :

Dans ces réactions, de l’hydrogène est libéré et des bases hydrosolubles se forment.

En tant que substance chimiquement active, l'eau réagit avec de nombreuses autres substances, mais vous en apprendrez plus en approfondissant vos études en chimie.

Brèves conclusions de la leçon :

1. L'eau est une substance chimiquement active. Il réagit avec les oxydes acides et basiques et les métaux actifs.
2. Lorsque l’eau réagit avec la plupart des oxydes acides, les acides correspondants se forment.
3. Certains oxydes basiques réagissent avec l’eau pour former des bases solubles.
4. Dans des conditions normales, l'eau réagit avec les métaux les plus actifs. Cela produit des bases solubles et de l'hydrogène.

J'espère que la leçon 28" Propriétés chimiques de l'eau"était clair et instructif. Si vous avez des questions, écrivez-les dans les commentaires.

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

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

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

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

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

2Mg + O2 = 2MgO

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

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

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

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

Moi + HOH → Me(OH) n + H 2

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

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

Moi + nH + → Moi n + + H 2

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

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

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

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

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

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

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

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

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Les métaux varient considérablement dans leur activité chimique. L'activité chimique d'un métal peut être jugée approximativement par sa position dans.

Les métaux les plus actifs se situent au début de cette rangée (à gauche), les métaux les plus inactifs se trouvent à la fin (à droite).
Réactions avec des substances simples. Les métaux réagissent avec les non-métaux pour former des composés binaires. Les conditions de réaction, et parfois leurs produits, varient considérablement selon les métaux.
Par exemple, les métaux alcalins réagissent activement avec l'oxygène (y compris l'air) lorsqu'ils sont température ambiante avec formation d'oxydes et de peroxydes

4Li + O2 = 2Li2O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Les métaux d'activité moyenne réagissent avec l'oxygène lorsqu'ils sont chauffés. Dans ce cas, des oxydes se forment :

2Mg + O2 = t2MgO.

Les métaux peu actifs (par exemple l'or, le platine) ne réagissent pas avec l'oxygène et ne changent donc pratiquement pas leur éclat dans l'air.
La plupart des métaux, lorsqu'ils sont chauffés avec de la poudre de soufre, forment les sulfures correspondants :

Réactions avec des substances complexes. Les composés de toutes classes réagissent avec les métaux - oxydes (y compris l'eau), acides, bases et sels.
Les métaux actifs réagissent violemment avec l'eau à température ambiante :

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

La surface des métaux tels que le magnésium et l'aluminium est protégée par un film dense de l'oxyde correspondant. Cela empêche la réaction de se produire avec l’eau. Cependant, si ce film est retiré ou si son intégrité est perturbée, ces métaux réagissent également activement. Par exemple, le magnésium en poudre réagit avec l’eau chaude :

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

À température élevée Des métaux moins actifs réagissent également avec l'eau : Zn, Fe, Mil, etc. Dans ce cas, les oxydes correspondants se forment. Par exemple, lors du passage de vapeur d'eau sur de la limaille de fer chaude, la réaction suivante se produit :

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

Les métaux de la série d'activités jusqu'à l'hydrogène réagissent avec les acides (sauf HNO 3) pour former des sels et de l'hydrogène. Les métaux actifs (K, Na, Ca, Mg) réagissent très violemment (à grande vitesse) avec les solutions acides :

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

Les métaux peu actifs sont souvent pratiquement insolubles dans les acides. Cela est dû à la formation d’un film de sel insoluble à leur surface. Par exemple, le plomb, qui est dans la série d'activités avant l'hydrogène, est pratiquement insoluble dans les acides sulfurique et chlorhydrique dilués en raison de la formation d'un film de sels insolubles (PbSO 4 et PbCl 2) à sa surface.

Si dans le tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleev, nous dessinons une diagonale du béryllium à l'astatine, alors en bas à gauche le long de la diagonale il y aura des éléments métalliques (ceux-ci incluent également des éléments des sous-groupes latéraux, surlignés en bleu), et en haut à droite - éléments non métalliques (mis en surbrillance jaune). Les éléments situés près de la diagonale - les semi-métaux ou métalloïdes (B, Si, Ge, Sb, etc.) ont un caractère double (surlignés en rose).

Comme le montre la figure, la grande majorité des éléments sont des métaux.

À sa manière nature chimique les métaux sont éléments chimiques, dont les atomes abandonnent des électrons provenant de niveaux d'énergie externes ou pré-externes, formant des ions chargés positivement.

Presque tous les métaux ont des rayons relativement grands et un petit nombre d'électrons (de 1 à 3) au niveau d'énergie externe. Les métaux se caractérisent par de faibles valeurs d'électronégativité et des propriétés réductrices.

Les métaux les plus typiques se situent au début des périodes (à partir de la seconde), puis de gauche à droite les propriétés métalliques s'affaiblissent. Dans le groupe de haut en bas, les propriétés métalliques augmentent à mesure que le rayon des atomes augmente (en raison d'une augmentation du nombre de niveaux d'énergie). Cela conduit à une diminution de l'électronégativité (la capacité d'attirer des électrons) des éléments et à une augmentation des propriétés réductrices (la capacité de donner des électrons à d'autres atomes lors de réactions chimiques).

Typique les métaux sont des éléments s (éléments du groupe IA de Li à Fr. éléments du groupe PA de Mg à Ra). La formule électronique générale de leurs atomes est ns 1-2. Ils sont caractérisés par les états d'oxydation + I et + II, respectivement.

Le petit nombre d'électrons (1-2) dans le niveau d'énergie externe des atomes métalliques typiques signifie que ces électrons sont facilement perdus et présentent de fortes propriétés réductrices, comme en témoignent les faibles valeurs d'électronégativité. Cela implique des propriétés chimiques et des méthodes limitées pour obtenir des métaux typiques.

Une caractéristique des métaux typiques est la tendance de leurs atomes à former des cations et des liaisons chimiques ioniques avec des atomes non métalliques. Les composés de métaux typiques avec des non-métaux sont des cristaux ioniques de « métalanion de non-métal », par exemple K + Br -, Ca 2+ O 2-. Les cations de métaux typiques sont également inclus dans les composés avec des anions complexes - hydroxydes et sels, par exemple Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

Les métaux du groupe A qui forment la diagonale amphotère dans le tableau périodique Be-Al-Ge-Sb-Po, ainsi que les métaux qui leur sont adjacents (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) ne présentent pas de métaux typiques. propriétés. Formule électronique générale de leurs atomes ns 2 n.p. 0-4 implique une plus grande variété d'états d'oxydation, une plus grande capacité à retenir ses propres électrons, une diminution progressive de leur pouvoir réducteur et l'apparition d'un pouvoir oxydant, notamment dans diplômes élevés oxydation (des exemples typiques sont les composés Tl III, Pb IV, Bi v). Un comportement chimique similaire est caractéristique de la plupart des éléments (d, c'est-à-dire des éléments des groupes B Tableau périodique(des exemples typiques sont les éléments amphotères Cr et Zn).

Cette manifestation de propriétés de dualité (amphotères), à la fois métalliques (basiques) et non métalliques, est due à la nature liaison chimique. À l'état solide, les composés de métaux atypiques avec des non-métaux contiennent principalement des liaisons covalentes (mais moins fortes que les liaisons entre non-métaux). En solution, ces liaisons se rompent facilement et les composés se dissocient en ions (en tout ou en partie). Par exemple, le gallium métallique est constitué de molécules de Ga 2 ; à l'état solide, les chlorures d'aluminium et de mercure (II), AlCl 3 et HgCl 2, contiennent des liaisons fortement covalentes, mais en solution, AlCl 3 se dissocie presque complètement, et HgCl 2 - en dans une très faible mesure (puis en ions HgCl + et Cl -).

Propriétés physiques générales des métaux

En raison de la présence d'électrons libres (« gaz électronique ») dans le réseau cristallin, tous les métaux présentent les propriétés générales caractéristiques suivantes :

1) Plastique- la capacité de changer facilement de forme, de s'étirer en fil et de rouler en fines feuilles.

2) Brillance métallique et l'opacité. Cela est dû à l’interaction des électrons libres avec la lumière incidente sur le métal.

3) Conductivité électrique. Cela s'explique par le mouvement directionnel des électrons libres du pôle négatif vers le pôle positif sous l'influence d'une petite différence de potentiel. Lorsqu'elle est chauffée, la conductivité électrique diminue, car À mesure que la température augmente, les vibrations des atomes et des ions dans les nœuds du réseau cristallin s'intensifient, ce qui complique le mouvement directionnel du « gaz électronique ».

4) Conductivité thermique. Cela est dû à la grande mobilité des électrons libres, grâce à laquelle la température s'égalise rapidement sur la masse du métal. La conductivité thermique la plus élevée se trouve dans le bismuth et le mercure.

5) Dureté. Le plus dur est le chrome (coupe le verre) ; les métaux alcalins les plus mous - potassium, sodium, rubidium et césium - sont coupés au couteau.

6) Densité. Plus la masse atomique du métal est petite et plus le rayon de l'atome est grand, plus il est petit. Le plus léger est le lithium (ρ=0,53 g/cm3) ; le plus lourd est l'osmium (ρ=22,6 g/cm3). Les métaux ayant une densité inférieure à 5 g/cm3 sont considérés comme des « métaux légers ».

7) Points de fusion et d'ébullition. Le métal le plus fusible est le mercure (PF = -39°C), le métal le plus réfractaire est le tungstène (PF = 3390°C). Métaux avec température de fusion au-dessus de 1000°C sont considérés comme réfractaires, en dessous – à faible point de fusion.

Propriétés chimiques générales des métaux

Agents réducteurs forts : Me 0 – nē → Me n +

Un certain nombre de tensions caractérisent l'activité comparative des métaux dans les réactions redox en solutions aqueuses.

I. Réactions des métaux avec les non-métaux

1) Avec de l'oxygène :
2Mg + O2 → 2MgO

2) Avec du soufre :
Hg + S → HgS

3) Avec des halogènes :
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Avec de l'azote :
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Avec du phosphore :
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Avec l'hydrogène (seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent) :
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Réactions des métaux avec les acides

1) Les métaux de la série de tensions électrochimiques jusqu'à H réduisent les acides non oxydants en hydrogène :

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Avec les acides oxydants :

Lorsque l'acide nitrique de n'importe quelle concentration et l'acide sulfurique concentré interagissent avec des métaux L'hydrogène n'est jamais libéré !

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

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

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

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

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

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

III. Interaction des métaux avec l'eau

1) Actifs (métaux alcalins et alcalino-terreux) forment une base soluble (alcali) et de l'hydrogène :

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Les métaux d'activité moyenne sont oxydés par l'eau lorsqu'ils sont chauffés en oxyde :

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inactif (Au, Ag, Pt) - ne réagissez pas.

IV. Déplacement des métaux moins actifs par des métaux plus actifs issus des solutions de leurs sels :

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Dans l'industrie, ils n'utilisent souvent pas de métaux purs, mais des mélanges de ceux-ci - alliages, dans lequel les propriétés bénéfiques d'un métal sont complétées par les propriétés bénéfiques d'un autre. Ainsi, le cuivre a une faible dureté et ne convient pas à la fabrication de pièces de machines, tandis que les alliages de cuivre et de zinc ( laiton) sont déjà assez durs et sont largement utilisés en construction mécanique. L'aluminium a une ductilité élevée et une légèreté suffisante (faible densité), mais il est trop mou. Sur cette base, un alliage avec du magnésium, du cuivre et du manganèse est préparé - duralumin (duralumin), qui, sans perdre propriétés bénéfiques l'aluminium, acquiert une dureté élevée et devient adapté à la construction aéronautique. Les alliages de fer avec du carbone (et des additifs d'autres métaux) sont largement connus fonte Et acier.

Les métaux libres sont restaurateurs. Cependant, certains métaux ont une faible réactivité en raison du fait qu'ils sont recouverts d'un revêtement film d'oxyde superficiel, V à des degrés divers résistant aux réactifs chimiques tels que l'eau, les solutions d'acides et d'alcalis.

Par exemple, le plomb est toujours recouvert d'un film d'oxyde ; sa transition en solution nécessite non seulement une exposition à un réactif (par exemple, de l'acide nitrique dilué), mais également un chauffage. Le film d'oxyde sur l'aluminium empêche sa réaction avec l'eau, mais est détruit par les acides et les alcalis. Film d'oxyde lâche (rouiller), formé à la surface du fer dans l’air humide, n’interfère pas avec la poursuite de l’oxydation du fer.

Sous influence concentré des acides se forment sur les métaux durable film d'oxyde. Ce phénomène est appelé passivation. Alors, en concentré acide sulfurique les métaux tels que Be, Bi, Co, Fe, Mg et Nb sont passivés (et ne réagissent donc pas avec l'acide), et dans l'acide nitrique concentré - les métaux A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th et U.

Lorsqu'ils interagissent avec des agents oxydants dans des solutions acides, la plupart des métaux se transforment en cations dont la charge est déterminée par l'état d'oxydation stable d'un élément donné dans les composés (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ et Fe 3 +)

L'activité réductrice des métaux dans une solution acide est transmise par une série de contraintes. La plupart des métaux sont transférés en solution avec des acides chlorhydrique et sulfurique dilué, mais Cu, Ag et Hg - uniquement avec des acides sulfurique (concentrés) et nitriques, et Pt et Au - avec de la « vodka regia ».

Corrosion des métaux

Une propriété chimique indésirable des métaux est leur destruction active (oxydation) au contact de l'eau et sous l'influence de l'oxygène qui y est dissous. (corrosion par l'oxygène). Par exemple, la corrosion des produits en fer dans l'eau est largement connue, à la suite de laquelle de la rouille se forme et les produits s'effritent en poudre.

La corrosion des métaux se produit également dans l'eau en raison de la présence de gaz dissous CO 2 et SO 2 ; un environnement acide est créé et les cations H + sont déplacés par des métaux actifs sous forme d'hydrogène H 2 ( corrosion par l'hydrogène).

L'endroit où deux métaux différents entrent en contact peut être particulièrement corrosif ( corrosion de contact). Un couple galvanique se produit entre un métal, par exemple Fe, et un autre métal, par exemple Sn ou Cu, placé dans l'eau. Le flux d'électrons va du métal le plus actif, qui se trouve à gauche dans la série de tensions (Re), vers le métal le moins actif (Sn, Cu), et le métal le plus actif est détruit (corrodé).

C'est ce qui fait rouiller la surface étamée. boîtes de conserve(fer recouvert d'étain) lorsqu'il est stocké dans une atmosphère humide et manipulé avec négligence (le fer se détériore rapidement après l'apparition même d'une petite rayure, permettant au fer d'entrer en contact avec l'humidité). Au contraire, la surface galvanisée d'un seau en fer ne rouille pas longtemps, car même s'il y a des rayures, ce n'est pas le fer qui se corrode, mais le zinc (un métal plus actif que le fer).

La résistance à la corrosion d'un métal donné augmente lorsqu'il est recouvert d'un métal plus actif ou lorsqu'il est fondu ; Ainsi, revêtir le fer de chrome ou fabriquer un alliage de fer et de chrome élimine la corrosion du fer. Fer chromé et acier contenant du chrome ( acier inoxydable ), ont une résistance élevée à la corrosion.

électrométallurgie, c'est-à-dire l'obtention de métaux par électrolyse de matières fondues (pour les métaux les plus actifs) ou de solutions salines ;

pyrométallurgie, c'est-à-dire la récupération des métaux à partir de minerais à haute température (par exemple, la production de fer dans le procédé des hauts fourneaux) ;

hydrométallurgie, c'est-à-dire la séparation des métaux des solutions de leurs sels par des métaux plus actifs (par exemple, la production de cuivre à partir d'une solution de CuSO 4 par l'action du zinc, du fer ou de l'aluminium).

Les métaux natifs se trouvent parfois dans la nature (des exemples typiques sont Ag, Au, Pt, Hg), mais le plus souvent les métaux se trouvent sous forme de composés ( minerais métalliques). Les métaux varient en abondance dans la croûte terrestre : des plus courants - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) aux plus rares - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.