Waarom hebben metalen een metaalachtige glans? Chemische eigenschappen van metalen

24.09.2019

De overgrote meerderheid van eenvoudige stoffen zijn metalen. Fysiek eigenschappen van metalen– dit is opaciteit, een specifieke “metaalachtige” glans, hoge thermische en elektrische geleidbaarheid, evenals taaiheid. Het is dankzij deze eigenschappen dat metalen een beslissende rol hebben gespeeld in de menselijke geschiedenis.

Wat is de reden dat metalen deze eigenschappen hebben en waarom verschillen ze zo van niet-metalen? De periodieke wet en de theorie van de atomaire structuur verklaarden de structuur en eigenschappen van metalen. Het bleek dat de metallische eigenschappen van elementen worden bepaald door de elektronische structuur van hun atomen.

Metalen hebben 1 tot 4 elektronen in hun buitenste elektronenschillen. Deze elektronen zijn mobiel omdat ze zwak worden aangetrokken door de kern. Hierdoor geven metalen gemakkelijk alle of een deel van hun externe elektronen op, wat resulteert in de vorming van positief geladen ionen - kationen. Hoe gemakkelijker metalen hun elektronen verliezen, hoe actiever ze zijn en hoe duidelijker hun metallische eigenschappen zijn.

Niet-metaalatomen hebben veel 4 tot 8 elektronen in hun buitenste elektronenschillen, met uitzondering van waterstof (1) en boor (3). Deze elektronen worden sterk aangetrokken door de kern en daarom is het erg moeilijk om ze van het atoom af te scheuren. Maar niet-metaalatomen kunnen overtollige elektronen hechten en veranderen in negatief geladen ionen - anionen.

Alle metalen, met uitzondering van vloeibare metalen, normale omstandigheden vast en hebben een kristallijne structuur. De eigenschappen van metalen hangen nauw samen met hun structuur. Atomen en ionen (kationen) bevinden zich op de knooppunten van het kristalrooster, en verschillende metalen hebben verschillende aantallen ionen en elektronen in kristallen. Externe elektronen vormen, omdat ze mobiel zijn en zwak worden aangetrokken door kernen, het zogenaamde ‘elektronengas’ dat tussen de ionen in het kristal ‘dwaalt’. Het ‘elektronengas’ behoort niet tot individuele ionen, maar tot het kristal als geheel. Het is dankzij de aanwezigheid van dergelijke mobiele elektronen in het kristalrooster van metalen dat hun hoge elektrische en thermische geleidbaarheid kan worden verklaard. "Elektronisch gas" reflecteert licht goed (daarom zijn metalen ondoorzichtig en hebben ze een karakteristieke glans), evenals korte radiogolven. Deze laatste eigenschap van metalen vormt de basis van radar.

Metalen kunnen worden gesmeed en hun vermogen om uit te rekken wordt verklaard door het glijden (beweging) van sommige lagen ionen ten opzichte van andere.

Zoals reeds opgemerkt, geldt dat hoe gemakkelijker metalen hun valentie-elektronen opgeven, hoe actiever ze zijn en dus gemakkelijker chemische reacties kunnen aangaan. Actievere metalen verdringen minder actieve metalen uit hun verbindingen. Bovendien verdringen veel metalen waterstof uit sommige zuren, maar ook uit water. Op basis hiervan kunnen alle metalen worden gerangschikt in de zogenaamde activiteitreeksen, oftewel elektrochemische spanningsreeksen.

Platinametalen, goud en zilver worden al lang nobel genoemd. Ze zijn chemisch vrij inert en reageren daarom niet met water of met veel zuren. Titanium, zirkonium, hafnium, niobium, tantaal, molybdeen, wolfraam en renium, die ook chemisch passief zijn, gedragen zich als edele metalen. Ze zijn hittebestendig en hebben uitstekende eigenschappen mechanische eigenschappen. Dat is de reden waarom deze metalen en hun legeringen een grote rol spelen in de moderne luchtvaart, raketwetenschap en kernenergie.

Pagina 1

De karakteristieke metaalglans wordt veroorzaakt door de interactie van elektromagnetische lichtgolven met vrije elektronen.

De ondoorzichtigheid en karakteristieke metaalachtige glans van metalen zijn te wijten aan de structuur van de energieniveaus van metalen. In dit geval beweegt een elektron uit de valentieband, dat een lichtkwantum absorbeert, naar de geleidingsband. Licht wordt niet gereflecteerd, maar geabsorbeerd. Tegelijkertijd worden metalen gekenmerkt door glans, die ontstaat als gevolg van de emissie van licht wanneer door licht geëxciteerde elektronen terugkeren naar een lager energieniveau.

Metalen hebben een karakteristieke metaalglans bij breuk, ductiliteit (smeedbaarheid) en een hoge elektrische en thermische geleidbaarheid.

Metalen hebben een karakteristieke metaalachtige glans; bovendien geleiden ze warmte en elektriciteit goed.

Metalen onderscheiden zich door een karakteristieke metaalglans, kneedbaarheid, ductiliteit, kunnen tot platen worden gerold of tot draad worden getrokken en hebben een goede thermische en elektrische geleidbaarheid. Bij kamertemperatuur alle metalen (behalve kwik) bevinden zich in een vaste toestand.

Radium heeft een karakteristieke metaalglans die snel verdwijnt bij blootstelling aan lucht. Het is mogelijk dat in de lucht het oppervlak van radium bedekt is met een laagje radiumnitride. Radiummetaal ontleedt water en vormt hydroxide, waarbij waterstof vrijkomt.

Metalen onderscheiden zich door een karakteristieke metaalglans, kneedbaarheid, ductiliteit, kunnen tot platen worden gerold of tot draad worden getrokken en hebben een goede thermische en elektrische geleidbaarheid. Bij kamertemperatuur zijn alle metalen (behalve kwik) in vaste toestand.

Karakteristieke chemische eigenschappen van eenvoudige stoffen - metalen

De meeste chemische elementen worden geclassificeerd als metalen - 92 van de 114 bekende elementen. Metalen- dit zijn chemische elementen waarvan de atomen elektronen uit de buitenste (en sommige uit de buitenste) elektronenlaag afstaan en in positieve ionen veranderen. Deze eigenschap van metaalatomen wordt bepaald door dat ze relatief grote stralen en een klein aantal elektronen hebben(meestal 1 tot 3 op de buitenste laag). De enige uitzonderingen zijn 6 metalen: germanium-, tin- en loodatomen op de buitenste laag hebben 4 elektronen, antimoon- en bismutatomen - 5, poloniumatomen - 6. Voor metaalatomen gekenmerkt door kleine elektronegativiteitswaarden(van 0,7 tot 1,9) en exclusief herstellende eigenschappen , dat wil zeggen het vermogen om elektronen te doneren. In het periodiek systeem van chemische elementen van D.I. Mendelejev bevinden metalen zich onder de boor-astatine diagonaal, maar ook daarboven, in secundaire subgroepen. In de perioden en belangrijkste subgroepen zijn er patronen bekend in de veranderingen in het metaal, en dus in de reducerende eigenschappen van de atomen van de elementen.

Chemische elementen die zich nabij de boor-astatine-diagonaal bevinden (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, enz.) dubbele eigenschappen hebben: in sommige van hun verbindingen gedragen ze zich als metalen, in andere vertonen ze de eigenschappen van niet-metalen. In secundaire subgroepen nemen de reducerende eigenschappen van metalen meestal af met toenemend atoomnummer.

Vergelijk de activiteit van de metalen van groep I van de secundaire subgroep die u kent: Cu, Ag, Au; Groep II van de secundaire subgroep: Zn, Cd, Hg - en je zult dit zelf zien. Dit kan worden verklaard door het feit dat de sterkte van de binding tussen de valentie-elektronen en de kern in de atomen van deze metalen grotendeels wordt beïnvloed door de grootte van de nucleaire lading, en niet door de straal van het atoom. De nucleaire lading neemt aanzienlijk toe en de aantrekking van elektronen naar de kern neemt toe. In dit geval is de atoomstraal weliswaar groter, maar niet zo significant als voor de metalen van de belangrijkste subgroepen.

Eenvoudige stoffen gevormd door chemische elementen - metalen, en complexe metaalbevattende stoffen spelen een cruciale rol in het minerale en organische 'leven' van de aarde. Het volstaat te onthouden dat atomen (ionen) van metaalelementen dat wel zijn integraal deel verbindingen die de stofwisseling in het menselijk lichaam en dieren bepalen. Er worden bijvoorbeeld 76 elementen aangetroffen in menselijk bloed, en slechts 14 daarvan zijn geen metalen.

In het menselijk lichaam zijn sommige metaalelementen (calcium, kalium, natrium, magnesium) in grote hoeveelheden aanwezig, d.w.z. het zijn macro-elementen. En metalen zoals chroom, mangaan, ijzer, kobalt, koper, zink, molybdeen zijn in kleine hoeveelheden aanwezig, d.w.z. dit zijn sporenelementen. Als een persoon 70 kg weegt, bevat zijn lichaam (in grammen): calcium - 1700, kalium - 250, natrium - 70, magnesium - 42, ijzer - 5, zink - 3. Alle metalen zijn uiterst belangrijk, gezondheidsproblemen ontstaan en met hun tekorten, en met hun overdaad.

Natriumionen reguleren bijvoorbeeld het watergehalte in het lichaam en de overdracht van zenuwimpulsen. Een tekort ervan leidt tot hoofdpijn, zwakte, slecht geheugen, verlies van eetlust, en een teveel ervan leidt tot verhoogde bloeddruk, hoge bloeddruk en hartziekten.

Eenvoudige stoffen - metalen

De opkomst van de beschaving (Bronstijd, IJzertijd) gaat gepaard met de ontwikkeling van de productie van metalen (eenvoudige stoffen) en legeringen. De wetenschappelijke en technologische revolutie die ongeveer 100 jaar geleden begon en zowel de industrie als de sociale sfeer trof, houdt ook nauw verband met de productie van metalen. Op basis van wolfraam, molybdeen, titanium en andere metalen begonnen ze corrosiebestendige, superharde, vuurvaste legeringen te creëren, waarvan het gebruik de mogelijkheden van de machinebouw enorm uitbreidde. In de nucleaire en ruimtetechnologie worden wolfraam- en reniumlegeringen gebruikt om onderdelen te maken die werken bij temperaturen tot 3000 °C; In de geneeskunde worden chirurgische instrumenten gebruikt die zijn gemaakt van tantaal- en platinalegeringen en unieke keramiek op basis van titanium- en zirkoniumoxiden.

En we mogen natuurlijk niet vergeten dat de meeste legeringen het al lang bekende metaal ijzer gebruiken, en dat de basis van veel lichte legeringen bestaat uit relatief "jonge" metalen: aluminium en magnesium. Composietmaterialen zijn supernovae geworden, die bijvoorbeeld polymeer of keramiek vertegenwoordigen, die binnenin (zoals beton met ijzeren staven) zijn versterkt met metaalvezels van wolfraam, molybdeen, staal en andere metalen en legeringen - het hangt allemaal af van het gestelde doel en de eigenschappen van het materiaal die nodig zijn om dit te bereiken. De figuur toont een diagram van het kristalrooster van natriummetaal. Daarin is elk natriumatoom omgeven door acht buren. Het natriumatoom heeft, net als alle metalen, veel lege valentie-orbitalen en weinig valentie-elektronen. Elektronische formule van het natriumatoom: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, waarbij 3s, 3p, 3d - valentie-orbitalen.

Enkelvoudig valentie-elektron van natriumatoom 3s 1 kan elk van de negen vrije orbitalen bezetten - 3s (één), 3p (drie) en 3d (vijf), omdat ze qua energieniveau niet veel verschillen. Wanneer atomen elkaar naderen, wanneer een kristalrooster wordt gevormd, overlappen de valentie-orbitalen van naburige atomen elkaar, waardoor elektronen vrij van de ene orbitaal naar de andere bewegen, waardoor verbindingen tussen alle atomen van het metaalkristal tot stand worden gebracht. Zo'n chemische binding wordt metallisch genoemd.

Een metaalbinding wordt gevormd door elementen waarvan de atomen op de buitenste laag weinig valentie-elektronen hebben vergeleken met een groot aantal buitenste orbitalen die energetisch dichtbij zijn. Hun valentie-elektronen worden zwak vastgehouden in het atoom. De elektronen die de communicatie uitvoeren, zijn gesocialiseerd en bewegen zich door het kristalrooster van het doorgaans neutrale metaal. Stoffen met een metaalbinding worden gekenmerkt door metaalkristalroosters, die meestal schematisch worden weergegeven zoals weergegeven in de figuur. Kationen en metaalatomen die zich op de plaatsen van het kristalrooster bevinden, zorgen voor de stabiliteit en sterkte ervan (gesocialiseerde elektronen worden weergegeven als kleine zwarte balletjes).

Metalen verbinding- dit is een binding in metalen en legeringen tussen metaalatomen die zich op de knooppunten van het kristalrooster bevinden, uitgevoerd door gedeelde valentie-elektronen. Sommige metalen kristalliseren in twee of meer kristallijne vormen. Deze eigenschap van stoffen – die in verschillende kristallijne modificaties voorkomen – wordt polymorfisme genoemd. Polymorfisme van eenvoudige stoffen staat bekend als allotropie. IJzer heeft bijvoorbeeld vier kristallijne modificaties, die elk stabiel zijn binnen een bepaald temperatuurbereik:

α - stabiel tot 768 °C, ferromagnetisch;

β - stabiel van 768 tot 910 °C, niet-ferromagnetisch, d.w.z. paramagnetisch;

γ - stabiel van 910 tot 1390 °C, niet-ferromagnetisch, d.w.z. paramagnetisch;

δ - stabiel van 1390 tot 1539 °C (£° pl ijzer), niet-ferromagnetisch.

Tin heeft twee kristallijne modificaties:

α - stabiel onder 13,2 °C (p = 5,75 g/cm3). Dit is grijs tin. Het heeft een kristalrooster van het diamanttype (atomair);

β - stabiel boven 13,2 °C (p = 6,55 g/cm3). Dit is wit tin.

Wit tin is een zilverwit, zeer zacht metaal. Wanneer het wordt afgekoeld tot onder de 13,2 °C, verkruimelt het tot een grijs poeder, omdat tijdens de overgang het specifieke volume aanzienlijk toeneemt. Dit fenomeen werd de ‘tinplaag’ genoemd.

Natuurlijk, een speciaal soort chemische binding en het type kristalrooster van metalen moet hun fysieke eigenschappen bepalen en verklaren. Wat zijn ze? Dit zijn metaalglans, ductiliteit, hoge elektrische en thermische geleidbaarheid, een toename van de elektrische weerstand bij toenemende temperatuur, evenals belangrijke eigenschappen als dichtheid, hoge smelt- en kookpunten, hardheid en magnetische eigenschappen. Een mechanisch effect op een kristal met een metaalkristalrooster veroorzaakt een verplaatsing van lagen ionatomen ten opzichte van elkaar (Fig. 17), en aangezien elektronen door het kristal bewegen, vindt er geen verbreking van de binding plaats, daarom worden metalen gekenmerkt door grotere plasticiteit. Een soortgelijk effect op een vaste stof met covalente bindingen (een atomair kristalrooster) leidt tot het verbreken van covalente bindingen. Het verbreken van bindingen in het ionenrooster leidt tot wederzijdse afstoting van gelijkgeladen ionen. Daarom zijn stoffen met atomaire en ionische kristalroosters kwetsbaar. De meest ductiele metalen zijn Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Ze kunnen gemakkelijk tot draad worden getrokken, worden gesmeed, geperst of tot platen worden gerold. Van goud kan bijvoorbeeld goudfolie met een dikte van 0,003 mm worden gemaakt en uit 0,5 g van dit metaal kan een draad van 1 km lang worden getrokken. Zelfs kwik, dat vloeibaar is bij kamertemperatuur, lage temperaturen als het vast is, wordt het kneedbaar, net als lood. Alleen Bi en Mn hebben geen plasticiteit; ze zijn bros.

Waarom hebben metalen een karakteristieke glans en zijn ze bovendien ondoorzichtig?

Elektronen die de interatomaire ruimte vullen, reflecteren lichtstralen (in plaats van ze door te geven zoals glas), en de meeste metalen naar binnen even verstrooien alle stralen van het zichtbare deel van het spectrum. Daarom zijn ze zilverwit of grijs van kleur. Strontium, goud en koper absorberen korte golflengten (dicht bij paarse kleur) en reflecteren lange golven van het lichtspectrum, daarom hebben ze lichtgele, gele en “koper” kleuren. Al lijkt metaal ons in de praktijk niet altijd een ‘licht lichaam’. Ten eerste kan het oppervlak oxideren en zijn glans verliezen. Daarom ziet inheems koper eruit als een groenachtige steen. A ten tweede, en puur metaal glanst mogelijk niet. Zeer dunne vellen zilver en goud zien er volkomen onverwacht uit: ze hebben een blauwachtig groene kleur. En fijne metaalpoeders zien er donkergrijs, zelfs zwart uit. Zilver, aluminium en palladium hebben de grootste reflectiviteit. Ze worden gebruikt bij de vervaardiging van spiegels, inclusief schijnwerpers.

Waarom hebben metalen een hoge elektrische geleidbaarheid en geleiden ze warmte?

Chaotisch bewegende elektronen in een metaal krijgen, onder invloed van een aangelegde elektrische spanning, een gerichte beweging, dat wil zeggen dat ze elektrische stroom geleiden. Naarmate de temperatuur van het metaal toeneemt, nemen de trillingsamplitudes van de atomen en ionen die zich op de knooppunten van het kristalrooster bevinden toe. Hierdoor kunnen elektronen moeilijk bewegen en neemt de elektrische geleidbaarheid van het metaal af. Bij lage temperaturen wordt de oscillerende beweging daarentegen sterk verminderd en neemt de elektrische geleidbaarheid van metalen sterk toe. Bijna het absolute nulpunt hebben metalen vrijwel geen weerstand; de meeste metalen vertonen supergeleiding.

Opgemerkt moet worden dat niet-metalen met elektrische geleidbaarheid (bijvoorbeeld grafiet) bij lage temperaturen daarentegen geen elektrische stroom geleiden vanwege het gebrek aan vrije elektronen. En pas met toenemende temperatuur en de vernietiging van sommige covalente bindingen begint hun elektrische geleidbaarheid toe te nemen. Zilver, koper, maar ook goud en aluminium hebben de hoogste elektrische geleidbaarheid; mangaan, lood en kwik hebben de laagste.

Meestal verandert de thermische geleidbaarheid van metalen met hetzelfde patroon als de elektrische geleidbaarheid. Het komt door de hoge mobiliteit van vrije elektronen, die, in botsing met trillende ionen en atomen, energie met hen uitwisselen. De temperatuur wordt door het gehele stuk metaal gelijk gemaakt.

Mechanische sterkte, dichtheid en smeltpunt van metalen zijn heel verschillend. Bovendien nemen de indicatoren van deze eigenschappen toe met een toename van het aantal elektronen dat ionatomen verbindt en een afname van de interatomaire afstand in kristallen.

Dus, alkalimetalen(Li, K, Na, Rb, Cs), waarvan de atomen dat hebben één valentie-elektron, zacht (gesneden met een mes), met een lage dichtheid (lithium is het lichtste metaal met p = 0,53 g/cm3) en smelt bij lage temperaturen (het smeltpunt van cesium is bijvoorbeeld 29 ° C). Het enige metaal dat onder normale omstandigheden vloeibaar is, is kwik, dat een smeltpunt heeft van -38,9 °C. Calcium, dat twee elektronen heeft in het buitenste energieniveau van zijn atomen, is veel harder en smelt bij hogere temperaturen. hoge temperatuur(842ºC). Nog duurzamer is kristallen cel, gevormd door scandiumionen, die drie valentie-elektronen hebben. Maar de sterkste kristalroosters, hoge dichtheden en smelttemperaturen worden waargenomen in metalen van secundaire subgroepen V, VI, VII, VIII. Dit wordt verklaard door het feit dat metalen van zijsubgroepen, die ongepaarde valentie-elektronen hebben op het d-subniveau, worden gekenmerkt door de vorming van zeer sterke covalente bindingen tussen atomen, naast de metallische bindingen, uitgevoerd door elektronen van de buitenste atomen. laag van de s-orbitalen.

Het zwaarste metaal- dit is osmium (Os) met p = 22,5 g/cm3 (een bestanddeel van superharde en slijtvaste legeringen), het meest vuurvaste metaal is wolfraam W met t = 3420 ° C (gebruikt voor de vervaardiging van gloeilampen filamenten), het hardste metaal is - Dit is Cr-chroom (krasglas). Ze maken deel uit van de materialen waaruit metaalsnijgereedschappen, remblokken van zware machines enz. worden gemaakt. Metalen hebben op verschillende manieren een wisselwerking met het magnetische veld. Metalen zoals ijzer, kobalt, nikkel en gadolinium vallen op door hun vermogen om sterk gemagnetiseerd te worden. Ze worden ferromagneten genoemd. De meeste metalen (alkali- en aardalkalimetalen en een aanzienlijk deel van de overgangsmetalen) zijn zwak gemagnetiseerd en behouden deze toestand niet buiten een magnetisch veld - ze zijn paramagnetisch. Metalen zijn naar buiten geduwd magnetisch veld, - diamagnetische materialen (koper, zilver, goud, bismut).

Bij het beschouwen van de elektronische structuur van metalen hebben we metalen verdeeld in metalen van de hoofdsubgroepen (s- en p-elementen) en metalen van secundaire subgroepen (overgang d- en f-elementen).

In de technologie is het gebruikelijk om metalen te classificeren op basis van verschillende fysieke eigenschappen:

1. Dichtheid - licht (pag< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Smeltpunt - laagsmeltend en vuurvast.

Er zijn classificaties van metalen op basis van hun chemische eigenschappen. Metalen met een lage chemische activiteit worden genoemd edele(zilver, goud, platina en zijn analogen - osmium, iridium, ruthenium, palladium, rhodium). Op basis van de gelijkenis van chemische eigenschappen onderscheiden ze zich alkalisch(metalen van de hoofdsubgroep van groep I), Alkalische aarde(calcium, strontium, barium, radium), evenals zeldzame aardmetalen(scandium, yttrium, lanthaan en lanthaniden, actinium en actiniden).

Algemene chemische eigenschappen van metalen

Metaalatomen zijn relatief eenvoudig valentie-elektronen doneren en veranderen in positief geladen ionen, dat wil zeggen, ze worden geoxideerd. Dit is de belangrijkste gemeenschappelijke eigenschap van zowel atomen als eenvoudige stoffen: metalen. Metalen erin chemische reacties altijd restaurateurs. Het reducerende vermogen van atomen van eenvoudige stoffen - metalen gevormd door chemische elementen van één periode of één hoofdsubgroep van het periodiek systeem van D. I. Mendelejev verandert op natuurlijke wijze.

De reductieactiviteit van een metaal in chemische reacties die plaatsvinden in waterige oplossingen wordt weerspiegeld door zijn positie in de elektrochemische spanningsreeks van metalen.

Op basis van deze reeks spanningen kunnen de volgende belangrijke conclusies worden getrokken over de chemische activiteit van metalen in reacties die plaatsvinden in waterige oplossingen onder standaardomstandigheden (t = 25 °C, p = 1 atm).

· Hoe verder naar links een metaal zich in deze rij bevindt, hoe krachtiger het reductiemiddel is.

· Elk metaal is in staat om de metalen die zich erna bevinden in de reeks spanningen (aan de rechterkant) uit zouten in oplossing te verplaatsen (reduceren).

· Metalen die zich in de spanningsreeks links van waterstof bevinden, zijn in staat deze te verdringen van zuren in oplossing

· Metalen die de sterkste reductiemiddelen zijn (alkali en aardalkali) reageren voornamelijk met water in elke waterige oplossing.

De reductieactiviteit van een metaal, bepaald uit de elektrochemische reeks, komt niet altijd overeen met zijn positie in het periodiek systeem. Dit wordt verklaard door het feit dat bij het bepalen van de positie van een metaal in een reeks spanningen niet alleen rekening wordt gehouden met de energie van elektronenabstractie van individuele atomen, maar ook met de energie die wordt besteed aan de vernietiging van het kristalrooster. als de energie die vrijkomt tijdens de hydratatie van ionen. Lithium is bijvoorbeeld actiever in waterige oplossingen dan natrium (hoewel Na een actiever metaal is qua positie in het periodieke systeem). Feit is dat de hydratatie-energie van Li+-ionen veel groter is dan de hydratatie-energie van Na+, dus het eerste proces is energetisch gunstiger. Nadat we de algemene bepalingen hebben onderzocht die de reducerende eigenschappen van metalen kenmerken, gaan we verder met specifieke chemische reacties.

Interactie van metalen met niet-metalen

· De meeste metalen vormen oxiden met zuurstof- basisch en amfoteer. Zure overgangsmetaaloxiden, zoals chroom(VI)oxide CrOg of mangaan(VII)oxide Mn 2 O 7, worden niet gevormd door directe oxidatie van het metaal met zuurstof. Ze worden indirect verkregen.

Alkalimetalen Na, K reageren actief met zuurstof in de lucht, vorming van peroxiden:

Natriumoxide wordt indirect verkregen door peroxiden te calcineren met de overeenkomstige metalen:

Lithium en aardalkalimetalen reageren met zuurstof uit de lucht en vormen basische oxiden:

Andere metalen, behalve goud- en platinametalen, die helemaal niet worden geoxideerd door zuurstof uit de lucht, hebben er een minder actieve interactie mee of bij verhitting:

· Met halogenen vormen metalen zouten van waterstofhalogeniden, Bijvoorbeeld:

· De meest actieve metalen vormen hydriden met waterstof- ionische zoutachtige stoffen waarin waterstof een oxidatietoestand van -1 heeft, bijvoorbeeld:

Veel overgangsmetalen vormen met waterstof hydriden van een speciaal type - het is alsof waterstof wordt opgelost of geïntroduceerd in het kristalrooster van metalen tussen atomen en ionen, terwijl het metaal zijn eigenschappen behoudt. verschijning, maar neemt in volume toe. De geabsorbeerde waterstof bevindt zich in het metaal, blijkbaar in atomaire vorm.

Er zijn ook tussenliggende metaalhydriden.

· Grijze metalen vormen zouten - sulfiden, Bijvoorbeeld:

· Metalen reageren iets moeilijker met stikstof, omdat de chemische binding in het stikstofmolecuul N2 erg sterk is; In dit geval worden nitriden gevormd. Bij gewone temperaturen reageert alleen lithium met stikstof:

Interactie van metalen met complexe stoffen

· Met water. Onder normale omstandigheden verdringen alkali- en aardalkalimetalen waterstof uit water en vormen ze oplosbare basen - alkaliën, bijvoorbeeld:

Andere metalen die zich in de spanningsreeks vóór waterstof bevinden, kunnen onder bepaalde omstandigheden ook waterstof uit water verdringen. Maar aluminium reageert alleen heftig met water als de oxidefilm van het oppervlak wordt verwijderd:

Magnesium reageert alleen met water als het wordt gekookt, en er komt ook waterstof vrij:

Als brandend magnesium aan water wordt toegevoegd, gaat de verbranding door omdat de reactie plaatsvindt:

IJzer reageert alleen met water als het heet is:

· Met zuren in oplossing (HCl, H 2 DUS 4 ), CH 3 COOH en anderen, behalve HNO 3 ) metalen die zich in de spanningsreeks tot en met waterstof bevinden, interageren. Hierbij ontstaan zout en waterstof.

Maar lood (en enkele andere metalen) zijn, ondanks zijn positie in de spanningsreeks (links van waterstof), vrijwel onoplosbaar in verdund zwavelzuur, omdat het resulterende loodsulfaat PbSO 4 onoplosbaar is en een beschermende film op het metaaloppervlak creëert. .

· Met zouten van minder actieve metalen in oplossing. Als gevolg van deze reactie wordt een zout van een actiever metaal gevormd en komt een minder actief metaal in vrije vorm vrij.

Er moet aan worden herinnerd dat de reactie plaatsvindt in gevallen waarin het resulterende zout oplosbaar is. De vervanging van metalen uit hun verbindingen door andere metalen werd voor het eerst in detail bestudeerd door N.N. Beketov, een grote Russische wetenschapper op het gebied van de fysische chemie. Hij rangschikte metalen op basis van hun chemische activiteit in een ‘verplaatsingsreeks’, die het prototype werd van een reeks metaalspanningen.

· MET organische stoffen. Interactie met organische zuren is vergelijkbaar met reacties met minerale zuren. Alcoholen kunnen zwakke zure eigenschappen vertonen bij interactie met alkalimetalen:

Fenol reageert op dezelfde manier:

Metalen nemen deel aan reacties met haloalkanen, die worden gebruikt om lagere cycloalkanen te verkrijgen en voor syntheses waarbij het koolstofskelet van het molecuul complexer wordt (A. Wurtz-reactie):

· Metalen waarvan de hydroxiden amfoteer zijn, interageren met alkaliën in oplossing. Bijvoorbeeld:

Metalen kunnen zich met elkaar vormen chemische bestanddelen, die gezamenlijk intermetaalverbindingen worden genoemd. Ze vertonen meestal geen oxidatietoestanden van atomen, die kenmerkend zijn voor verbindingen van metalen met niet-metalen. Bijvoorbeeld:

Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, enz.

Intermetaalverbindingen hebben meestal geen constante samenstelling; de chemische binding daarin is voornamelijk metallisch. De vorming van deze verbindingen is typischer voor metalen uit secundaire subgroepen.

Metalen van de belangrijkste subgroepen van groepen I-III van het periodiek systeem van chemische elementen door D.I. Mendelejev

algemene karakteristieken

Dit zijn metalen uit de hoofdsubgroep van groep I. Hun atomen op het buitenste energieniveau hebben elk één elektron. Alkalimetalen - sterke reductiemiddelen. Hun reducerende kracht en chemische activiteit nemen toe met toenemend atoomnummer van het element (dat wil zeggen, van boven naar beneden in het periodiek systeem). Ze hebben allemaal elektronische geleidbaarheid. De sterkte van de binding tussen alkalimetaalatomen neemt af met toenemend atoomnummer van het element. Hun smelt- en kookpunten nemen ook af. Alkalimetalen reageren met veel eenvoudige stoffen - oxidatiemiddelen. In reacties met water vormen ze in water oplosbare basen (alkaliën). Aardalkali-elementen worden de elementen van de hoofdsubgroep van groep II genoemd. De atomen van deze elementen bevinden zich op het buitenste energieniveau elk twee elektronen. Zij zijn de sterkste reductiemiddelen, hebben een oxidatietoestand van +2. In deze hoofdsubgroep worden algemene patronen in veranderingen in fysische en chemische eigenschappen waargenomen, geassocieerd met een toename van de grootte van atomen in de groep van boven naar beneden, en verzwakt ook de chemische binding tussen atomen. Naarmate de grootte van het ion toeneemt, worden de zure eigenschappen van oxiden en hydroxiden zwakker en nemen de basische eigenschappen toe.

De belangrijkste subgroep van groep III bestaat uit de elementen boor, aluminium, gallium, indium en thallium. Alle elementen zijn p-elementen. Op het externe energieniveau hebben ze dat wel drie(ën) 2 P 1 ) elektron, wat de gelijkenis van eigenschappen verklaart. Oxidatietoestand +3. Binnen een groep nemen de metallische eigenschappen toe naarmate de nucleaire lading toeneemt. Borium is een niet-metaalachtig element, terwijl aluminium al metallische eigenschappen heeft. Alle elementen vormen oxiden en hydroxiden.

De meeste metalen worden gevonden in subgroepen van het periodiek systeem. In tegenstelling tot de elementen van de belangrijkste subgroepen, waar het buitenste niveau van atomaire orbitalen geleidelijk wordt gevuld met elektronen, worden de d-orbitalen van het voorlaatste energieniveau en de s-orbitalen van de laatste ingevuld met de elementen van de secundaire subgroepen. Het aantal elektronen komt overeen met het groepsnummer. Elementen met een gelijk aantal valentie-elektronen zijn gegroepeerd onder hetzelfde nummer. Alle elementen van subgroepen zijn metalen.

Eenvoudige stoffen gevormd door subgroepmetalen hebben sterke kristalroosters die bestand zijn tegen hitte. Deze metalen zijn de sterkste en meest vuurvaste onder andere metalen. In d-elementen is duidelijk een overgang met een toename van hun valentie van basische eigenschappen via amfoteer naar zuur zichtbaar.

Alkalimetalen (Na, K)

Op het externe energieniveau bevatten de alkalimetaalatomen van de elementen elk één elektron, gelegen op grote afstand van de kern. Ze geven dit elektron gemakkelijk af, dus het zijn sterke reductiemiddelen. In alle verbindingen vertonen alkalimetalen een oxidatietoestand van +1. Hun reducerende eigenschappen nemen toe met toenemende atomaire straal van Li tot Cs. Het zijn allemaal typische metalen, ze hebben een zilverachtige kleur witte kleur, zacht (gesneden met een mes), licht en smeltbaar. Ga actief met iedereen om niet-metalen:

Alle alkalimetalen vormen bij reactie met zuurstof (met uitzondering van Li) peroxiden. Alkalimetalen worden niet in vrije vorm aangetroffen vanwege hun hoge chemische reactiviteit.

Oxiden- vaste stoffen met basiseigenschappen. Ze worden verkregen door peroxiden te calcineren met de overeenkomstige metalen:

Hydroxyden NaOH, KOH- vaste witte stoffen, hygroscopisch, oplosbaar in water onder vrijgave van warmte, ze worden geclassificeerd als alkaliën:

Alkalimetaalzouten zijn bijna allemaal oplosbaar in water. De belangrijkste daarvan: Na 2 CO 3 - natriumcarbonaat; Na 2 CO 3 10H 2 O - kristallijne frisdrank; NaHCO 3 - natriumbicarbonaat, natriumcarbonaat; K 2 CO 3 - kaliumcarbonaat, potas; Na 2 SO 4 10H 2 O - Glauberzout; NaCl - natriumchloride, keukenzout.

Groep I-elementen in tabellen

Aardalkalimetalen (Ca, Mg)

Calcium (Ca) is een vertegenwoordiger aardalkalimetalen, dit zijn de namen van de elementen van de hoofdsubgroep van groep II, maar niet allemaal, maar alleen beginnend bij calcium en verder in de groep. Dit zijn de chemische elementen die bij interactie met water alkaliën vormen. Calcium op het externe energieniveau bevat twee elektronen, oxidatietoestand +2.

De fysische en chemische eigenschappen van calcium en zijn verbindingen worden in de tabel weergegeven.

Magnesium (Mg) heeft dezelfde atomaire structuur als calcium, de oxidatietoestand is ook +2. Zacht metaal, maar het oppervlak raakt bedekt met lucht beschermfolie, wat de chemische activiteit enigszins vermindert. De verbranding ervan gaat gepaard met een verblindende flits. MgO en Mg(OH)2 vertonen basiseigenschappen. Hoewel Mg(OH)2 enigszins oplosbaar is, kleurt het de fenolftaleïne-oplossing karmozijnrood.

Mg + O2 = MgO2

MO-oxiden zijn harde, witte, vuurvaste stoffen. In de techniek wordt CaO ongebluste kalk genoemd en MgO gebrand magnesiumoxide; deze oxiden worden gebruikt bij de productie van bouwmaterialen. De reactie van calciumoxide met water gaat gepaard met het vrijkomen van warmte en wordt gebluste kalk genoemd, en het resulterende Ca(OH)2 wordt gebluste kalk genoemd. Een transparante oplossing van calciumhydroxide wordt kalkwater genoemd, en een witte suspensie van Ca(OH)2 in water wordt kalkmelk genoemd.

Magnesium- en calciumzouten worden verkregen door ze te laten reageren met zuren.

CaCO 3 - calciumcarbonaat, krijt, marmer, kalksteen. Gebruikt in de bouw. MgCO 3 – magnesiumcarbonaat – wordt in de metallurgie gebruikt om slak te verwijderen.

CaSO 4 2H 2 O - gips. MgSO 4 - magnesiumsulfaat - bitter of Engels zout genoemd, gevonden in zeewater. BaSO 4 - bariumsulfaat - vanwege de onoplosbaarheid en het vermogen om röntgenstralen te blokkeren, wordt het gebruikt bij de diagnostiek ("barietpap") van het maag-darmkanaal.

Calcium is goed voor 1,5% van het menselijk lichaamsgewicht, 98% van het calcium wordt aangetroffen in de botten. Magnesium is een bio-element; er zit ongeveer 40 g van in het menselijk lichaam; het is betrokken bij de vorming van eiwitmoleculen.

Aardalkalimetalen in tabellen

Aluminium

Aluminium (Al)- element van de belangrijkste subgroep van groep III van het periodieke systeem van D.I. Mendelejev. Het aluminiumatoom bevat op het buitenste energieniveau drie elektronen, die hij gemakkelijk weggeeft wanneer chemische interacties. De voorouder van de subgroep en de bovenste buur van aluminium - boor - heeft een kleinere atoomstraal (voor boor is dit 0,080 nm, voor aluminium - 0,143 nm). Bovendien heeft het aluminiumatoom één tussenlaag van acht elektronen (2e; 8e; 3e), die voorkomt dat de buitenste elektronen de kern bereiken. Daarom zijn de reducerende eigenschappen van aluminiumatomen behoorlijk uitgesproken.

In bijna al zijn verbindingen heeft aluminium dat wel oxidatietoestand +3.

Aluminium is een eenvoudige stof

Zilverwit lichtmetaal. Smelt bij 660 °C. Het is zeer plastisch, kan gemakkelijk tot draad worden getrokken en tot folie van maximaal 0,01 mm dik worden gerold. Het heeft een zeer hoge elektrische en thermische geleidbaarheid. Ze vormen lichte en sterke legeringen met andere metalen. Aluminium is een zeer actief metaal. Als aluminiumpoeder of dunne aluminiumfolie sterk wordt verwarmd, kunnen ze ontsteken en branden met een verblindende vlam:

Deze reactie kan worden waargenomen wanneer sterretjes en vuurwerk branden. Aluminium, zoals alle metalen, Reageert gemakkelijk met niet-metalen, vooral in poedervorm. Om de reactie te laten beginnen is initiële verwarming noodzakelijk, met uitzondering van reacties met halogenen - chloor en broom, maar dan verlopen alle reacties van aluminium met niet-metalen zeer gewelddadig en gaan gepaard met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte :

Aluminium lost goed op in verdunde zwavel- en zoutzuren:

En hier geconcentreerde zwavel- en salpeterzuren passiveren aluminium, die zich op het metalen oppervlak vormt dichte duurzame oxidefilm, wat de verdere voortgang van de reactie verhindert. Daarom worden deze zuren vervoerd in aluminium tanks.

Aluminiumoxide en hydroxide hebben amfotere eigenschappen Daarom lost aluminium op in waterige oplossingen van alkaliën en vormt zouten - aluminaten:

Aluminium wordt veel gebruikt in de metallurgie om metalen te produceren - chroom, mangaan, vanadium, titanium, zirkonium uit hun oxiden. Deze methode wordt aluminothermie genoemd. In de praktijk wordt vaak thermiet gebruikt: een mengsel van Fe 3 O 4 met aluminiumpoeder. Als dit mengsel bijvoorbeeld in brand wordt gestoken met magnesiumtape, vindt er een krachtige reactie plaats, waarbij een grote hoeveelheid warmte vrijkomt:

De vrijkomende warmte is voldoende om het resulterende ijzer volledig te smelten, dus dit proces wordt gebruikt voor het lassen van staalproducten.

Aluminium kan worden verkregen door elektrolyse - de ontleding van de smelt van zijn oxide Al 2 O 3 in zijn samenstellende delen met behulp van elektrische stroom. Maar het smeltpunt van aluminiumoxide ligt rond de 2050 °C, dus voor elektrolyse zijn grote hoeveelheden energie nodig.

Aluminium aansluitingen

Aluminosilicaten. Deze verbindingen kunnen worden beschouwd als zouten gevormd door het oxide van aluminium, silicium, alkali- en aardalkalimetalen. Zij vormen het grootste deel aardkorst. Met name aluminosilicaten maken deel uit van veldspaat, de meest voorkomende mineralen en kleisoorten.

Bauxiet- een gesteente waaruit aluminium wordt gewonnen. Het bevat aluminiumoxide Al 2 O 3.

Korund- een mineraal met de samenstelling Al 2 O 3, heeft een zeer hoge hardheid, de fijnkorrelige variant bevat onzuiverheden - amaril, wordt gebruikt als schurend (slijp) materiaal. Een andere natuurlijke verbinding, aluminiumoxide, heeft dezelfde formule.

Transparant, gekleurd met onzuiverheden, korundkristallen zijn bekend: rood - robijnen en blauw - saffieren, die worden gebruikt als edelstenen. Momenteel worden ze kunstmatig verkregen en worden ze niet alleen gebruikt voor sieraden, maar ook voor technische doeleinden, bijvoorbeeld voor de vervaardiging van onderdelen voor horloges en andere precisie-instrumenten. Robijnrode kristallen worden gebruikt in lasers.

Aluminiumoxide Al 2 O 3 - een witte substantie met een zeer hoog smeltpunt. Kan worden verkregen door aluminiumhydroxide te ontleden door verhitting:

Aluminiumhydroxide Al(OH) 3 slaat neer in de vorm van een gelatineus neerslag onder invloed van alkaliën op oplossingen van aluminiumzouten:

Hoe amfoteer hydroxide het lost gemakkelijk op in zuren en alkalische oplossingen:

Aluminaten worden zouten van onstabiele aluminiumzuren genoemd - orthoaluminium H 2 AlO 3, meta-aluminium HAlO 2 (het kan worden beschouwd als orthoaluminiumzuur, uit het molecuul waarvan een watermolecuul is verwijderd). Natuurlijke aluminaten omvatten edele spinel en kostbare chrysoberyl. Aluminiumzouten, behalve fosfaten, zijn zeer oplosbaar in water. Sommige zouten (sulfiden, sulfieten) worden door water afgebroken. Aluminiumchloride AlCl 3 wordt gebruikt als katalysator bij de productie van veel organische stoffen.

Groep III-elementen in tabellen

Kenmerken van overgangselementen - koper, zink, chroom, ijzer

Koper (Cu)- element van een secundaire subgroep van de eerste groep. Elektronische formule: (…3d 10 4s 1). Het tiende d-elektron is mobiel, omdat het zich van het 4S-subniveau heeft verplaatst. Koper in verbindingen vertoont oxidatietoestanden +1 (Cu 2 O) en +2 (CuO). Koper is een lichtroze metaal, kneedbaar, stroperig en een uitstekende geleider van elektriciteit. Smeltpunt 1083 °C.

Net als andere metalen uit subgroep I van groep I van het periodiek systeem, koper staat rechts van waterstof in de activiteitenreeks en verdringt het niet van zuren, maar reageert met oxiderende zuren:

Onder invloed van alkaliën op oplossingen van koperzouten slaat een neerslag van een zwakke base met blauwe kleur neer.- koper(II)hydroxide, dat bij verhitting ontleedt in basisch zwart oxide CuO en water:

Chemische eigenschappen koper in tafels

Zink (Zn)- element van een secundaire subgroep van groep II. De elektronische formule is als volgt: (…3d 10 4s 2). Omdat het voorlaatste d-subniveau in zinkatomen volledig voltooid is, vertoont zink in verbindingen een oxidatietoestand van +2.

Zink is een zilverwit metaal dat vrijwel niet verandert in de lucht. Het is corrosiebestendig vanwege de aanwezigheid van een oxidefilm op het oppervlak. Zink is een van de meest actieve metalen bij hoge temperaturen reageert met eenvoudige stoffen:

verdringt waterstof uit zuren:

Zink verdringt, net als andere metalen minder actieve metalen uit hun zouten:

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

Zinkhydroxide is amfoteer d.w.z. vertoont de eigenschappen van zowel zuren als basen. Wanneer een oplossing van alkali geleidelijk wordt toegevoegd aan een oplossing van zinkzout, lost het aanvankelijk gevormde neerslag op (hetzelfde gebeurt met aluminium):

Chemische eigenschappen van zink in tabellen

Bijvoorbeeld chroom (Cr) dat kan worden aangetoond eigenschappen van overgangselementen veranderen niet significant in de loop van de periode: er vindt een kwantitatieve verandering plaats als gevolg van een verandering in het aantal elektronen in de valentie-orbitalen. De maximale oxidatietoestand van chroom is +6. Het metaal in de activiteitenreeks bevindt zich links van waterstof en verdringt het van zuren:

Wanneer een alkalische oplossing aan een dergelijke oplossing wordt toegevoegd, wordt een neerslag van Me(OH) gevormd 2 , dat snel wordt geoxideerd door zuurstof uit de lucht:

Het komt overeen met het amfotere oxide Cr 2 O 3. Chroomoxide en hydroxide (in hoogste graad oxidatie) vertonen eigenschappen zure oxiden en zuren, respectievelijk. Chroomzuurzouten (H 2 CrO 4 ) in een zure omgeving transformeren in dichromaten- zouten van dichroomzuur (H 2 Cr 2 O 7). Chroomverbindingen hebben een hoog oxiderend vermogen.

Chemische eigenschappen van chroom in tabellen

Ijzer Fe- een element van de secundaire subgroep van groep VIII en de 4e periode van het periodiek systeem van D. I. Mendelejev. IJzeratomen zijn enigszins anders gestructureerd dan de atomen van de elementen van de belangrijkste subgroepen. Zoals het een element uit de 4e periode betaamt, hebben ijzeratomen vier energieniveaus, maar het is niet het laatste niveau dat gevuld is, maar het voorlaatste niveau, het derde vanaf de kern. Op het laatste niveau bevatten ijzeratomen twee elektronen. Op het voorlaatste niveau, dat plaats biedt aan 18 elektronen, heeft het ijzeratoom 14 elektronen. Bijgevolg is de verdeling van elektronen over de niveaus in ijzeratomen als volgt: 2e; 8e; 14e; 2e. Zoals alle metalen, ijzeratomen vertonen reducerende eigenschappen, waarbij tijdens chemische interacties niet alleen twee elektronen van het laatste niveau worden weggegeven en een oxidatietoestand van +2 wordt verkregen, maar ook een elektron van het voorlaatste niveau, terwijl de oxidatietoestand van het atoom toeneemt tot +3.

IJzer is een eenvoudige stof

Het is een zilverwit glanzend metaal met een smeltpunt van 1539 °C. Het is erg plastic en daarom gemakkelijk te verwerken, smeden, rollen en stempelen. IJzer heeft het vermogen om te worden gemagnetiseerd en gedemagnetiseerd. Het kan met behulp van thermische en mechanische methoden een grotere sterkte en hardheid krijgen. Er is technisch zuiver en chemisch zuiver ijzer. Technisch gezien is zuiver ijzer in wezen koolstofarm staal; het bevat 0,02-0,04% koolstof en nog minder zuurstof, zwavel, stikstof en fosfor. Chemisch zuiver ijzer bevat minder dan 0,01% onzuiverheden. Gemaakt van bijvoorbeeld technisch zuiver ijzer paperclips en knoppen. Dergelijk ijzer corrodeert gemakkelijk, terwijl chemisch zuiver ijzer vrijwel niet onderhevig is aan corrosie. Momenteel is ijzer de basis van moderne technologie en landbouwtechniek, transport en communicatie. ruimteschepen en in het algemeen de hele moderne beschaving. De meeste producten variërend van naald, en eindigend met ruimtevaartuigen, kunnen niet worden vervaardigd zonder het gebruik van ijzer.

Chemische eigenschappen van ijzer

IJzer kan oxidatietoestanden +2 en +3 vertonen Dienovereenkomstig geeft ijzer twee reeksen verbindingen. Het aantal elektronen dat een ijzeratoom afstaat tijdens chemische reacties hangt af van het oxiderende vermogen van de stoffen die ermee reageren.

Met halogenen vormt ijzer bijvoorbeeld halogeniden, waarin het een oxidatietoestand van +3 heeft:

en met zwavel-ijzer(II)sulfide:

Heet ijzer brandt in zuurstof met de vorming van ijzeraanslag:

Bij hoge temperaturen (700-900 °C) ijzer reageert met waterdamp:

In overeenstemming met de positie van ijzer in de elektrochemische spanningsreeks, kan het metalen rechts ervan verdringen uit waterige oplossingen van hun zouten, bijvoorbeeld:

IJzer lost op in verdunde zout- en zwavelzuren, dat wil zeggen, het wordt geoxideerd door waterstofionen:

IJzer lost ook op in verdund salpeterzuur. Dit produceert ijzer (III) nitraat, water en de reductieproducten van salpeterzuur - N 2, NO of NH 3 (NH 4 NO 3), afhankelijk van de concentratie van het zuur.

IJzerverbindingen

In de natuur vormt ijzer een aantal mineralen. Dit is magnetisch ijzererts (magnetiet) Fe 3 O 4, rood ijzererts (hematiet) Fe 2 O 3, bruin ijzererts (limoniet) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Een andere natuurlijke ijzerverbinding is ijzer, of zwavel, pyriet ( pyriet) FeS 2, dient niet als ijzererts voor de metaalproductie, maar wordt gebruikt voor de productie van zwavelzuur.

IJzer wordt gekenmerkt door twee reeksen verbindingen: ijzer(II)- en ijzer(III)-verbindingen. IJzer(II)oxide FeO en het overeenkomstige ijzer(II)hydroxide Fe(OH) 2 worden indirect verkregen, met name via de volgende keten van transformaties:

Beide verbindingen hebben verschillende basiseigenschappen.

IJzer(II)kationen Fe 2 + gemakkelijk geoxideerd door zuurstof uit de lucht tot ijzer (III) kationen Fe 3 + . Daarom wordt het witte neerslag van ijzer (II) hydroxide groen en vervolgens bruin, en verandert het in ijzer (III) hydroxide:

IJzer(III)oxide Fe 2 O 3 en het overeenkomstige ijzer(III)hydroxide Fe(OH)3 wordt ook indirect verkregen, bijvoorbeeld langs de keten:

Van de ijzerzouten zijn sulfaten en chloriden technisch van het grootste belang.

Kristalhydraat van ijzer (II) sulfaat FeSO 4 7H 2 O, bekend als ijzersulfaat, wordt gebruikt om plantenplagen te bestrijden, om minerale verven te bereiden en voor andere doeleinden. IJzer(III)chloride FeCl3 wordt gebruikt als beitsmiddel bij het verven van stoffen. IJzer(III)sulfaat Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O wordt gebruikt voor waterzuivering en andere doeleinden.

De fysische en chemische eigenschappen van ijzer en zijn verbindingen zijn samengevat in de tabel:

Chemische eigenschappen van ijzer in tabellen

Kwalitatieve reacties op Fe 2+ en Fe 3+ ionen

Voor herkenning van ijzer(II)- en (III)-verbindingen kwalitatieve reacties uitvoeren op Fe-ionen 2+ en Fe 3+ . Een kwalitatieve reactie op Fe 2+-ionen is de reactie van ijzer(II)-zouten met de K 3-verbinding, het zogenaamde rode bloedzout. Dit is een speciale groep zouten, de zogenaamde complexe zouten, waarmee u later vertrouwd zult raken. In de tussentijd moet je begrijpen hoe dergelijke zouten dissociëren:

Het reagens voor Fe 3+-ionen is een andere complexe verbinding - geel bloedzout - K 4, die op vergelijkbare wijze in oplossing dissocieert:

Als oplossingen met respectievelijk Fe 2+ en Fe 3+ ionen worden toegevoegd aan oplossingen van rood bloedzout (reagens voor Fe 2+) en geel bloedzout (reagens voor Fe 3+), dan slaat in beide gevallen hetzelfde blauwe neerslag neer. :

Om Fe 3+ ionen te detecteren wordt ook gebruik gemaakt van de interactie van ijzer(III)zouten met kaliumthiocyanaat KNCS of ammoniumthiocyanaat NH 4 NCS. In dit geval wordt een felgekleurd FeNCNS 2+-ion gevormd, waardoor de gehele oplossing een intens rode kleur krijgt:

Oplosbaarheid tabel

Chemische elementen die in vrije toestand eenvoudige stoffen vormen met een metaalbinding (zie Chemische binding). Van de 110 bekende chemische elementen (zie Periodiek Systeem van Chemische Elementen) zijn er 88 metalen en slechts 22 niet-metalen.

Metalen zoals goud, zilver en koper zijn al sinds de prehistorie bij de mens bekend. In de oudheid en de middeleeuwen geloofde men dat er slechts 7 metalen waren (goud, zilver, koper, tin, lood, ijzer en kwik). M.V. Lomonosov definieerde metaal als “een licht lichaam dat kan worden gesmeed” en classificeerde goud, zilver, koper, tin, ijzer en lood als metalen. A. Lavoisier noemde in zijn “Initial Course of Chemistry” (1789) al 17 metalen. IN begin XIX V. gevolgd door de ontdekking van platinametalen, vervolgens alkali, aardalkalimetaal en een aantal andere.

De triomf van de periodieke wet was de ontdekking van metalen die op basis daarvan door D.I. Mendelejev waren voorspeld: gallium, scandium en germanium. In het midden van de 20e eeuw. door het gebruiken van nucleaire reacties er werden transuraniumelementen verkregen - radioactieve metalen die in de natuur niet voorkomen.

De moderne metallurgie produceert meer dan 60 metalen en meer dan 5.000 legeringen die daarop zijn gebaseerd.

De structuur van metalen is gebaseerd op een kristalrooster van positieve ionen, ondergedompeld in een dicht gas van mobiele elektronen. Deze elektronen compenseren de elektrische afstotingskrachten tussen de positieve ionen en binden ze daardoor tot vaste stoffen.

Dit type chemische binding wordt een metallische binding genoemd. Het bepaalde de belangrijkste fysische eigenschappen van metalen: plasticiteit, elektrische geleidbaarheid, thermische geleidbaarheid, metaalglans.

Ductiliteit is het vermogen van metalen om bij een botsing van vorm te veranderen, tot dunne platen te worden gerold en tot draden te worden getrokken. In dit geval vindt er een verplaatsing van atomen en ionen van het kristalrooster plaats, maar de bindingen daartussen worden niet verbroken, omdat de elektronen die de binding vormen ook dienovereenkomstig bewegen. De ductiliteit van metalen neemt af in de reeksen Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe. Goud kan bijvoorbeeld worden gerold tot platen van maximaal 0,003 mm dik, die worden gebruikt voor vergulding.

De hoge elektrische geleidbaarheid van metalen wordt verklaard door de aanwezigheid van vrije elektronen, die, onder invloed van zelfs een klein potentiaalverschil, van de negatieve pool naar de positieve gaan. Bij toenemende temperatuur worden de trillingen van metaalionen en atomen intenser, wat de beweging van elektronen belemmert en daardoor tot een afname van de elektrische geleidbaarheid leidt. Bij lage temperaturen neemt de trillingsbeweging van ionen en atomen daarentegen sterk af en neemt de elektrische geleidbaarheid toe. Bijna het absolute nulpunt elektrische weerstand in metalen is het vrijwel afwezig. De beste geleider van elektriciteit is zilver, gevolgd door koper, goud, aluminium en ijzer. Ook de thermische geleidbaarheid van metalen verandert, wat wordt veroorzaakt door zowel de hoge mobiliteit van vrije elektronen als de vibrerende beweging van ionen, waardoor de temperatuur in de metaalmassa snel gelijk wordt. Metaalglans wordt ook geassocieerd met de aanwezigheid van vrije elektronen.

Van de andere fysische eigenschappen van metalen zijn dichtheid, smeltpunt en hardheid van het grootste praktische belang. Het lichtste metaal is lithium (dichtheid 0,53 g/cm3), het zwaarste is osmium (22,6 g/cm3). Metalen met een dichtheid kleiner dan 5 g/cm3 worden licht genoemd, de rest heet zwaar. De smeltpunten van metalen variëren enorm: cesium en gallium kunnen worden gesmolten door de hitte van de handpalmen, en het smeltpunt van wolfraam is +3410 ° C. Onder normale omstandigheden is kwik het enige vloeibare metaal. In de damptoestand zijn alle metalen monatomisch; hun kristalrooster is vernietigd.

Metalen variëren in hardheid. De moeilijkste daarvan - chroom - snijdt glas, en de zachtste - kalium, rubidium en cesium - kunnen gemakkelijk met een mes worden gesneden. Sterkte, smeltpunt en hardheid zijn afhankelijk van de sterkte metalen verbinding. Het is vooral hoog voor zware metalen.

In de technologie worden legeringen op ijzerbasis, d.w.z. gietijzer, staal en ook ijzer zelf, ferrometalen genoemd, alle andere metalen worden non-ferrometalen genoemd. Er zijn andere classificaties van metalen (zie Periodiek Systeem van Chemische Elementen).

De chemische eigenschappen van metalen worden bepaald door de zwakke binding van valentie-elektronen met de kern van het atoom. Atomen geven ze relatief gemakkelijk op en veranderen in positief geladen ionen. Daarom zijn metalen goede reductiemiddelen. Dit is hun belangrijkste en meest algemene chemische eigenschap.

Het is duidelijk dat metalen als reductiemiddelen moeten reageren met verschillende oxidatiemiddelen, waaronder eenvoudige stoffen (niet-metalen), zuren, zouten van minder actieve metalen en enkele andere stoffen. Verbindingen van metalen met zuurstof worden oxiden genoemd, met halogenen - halogeniden, met zwavel - sulfiden, met stikstof - nitriden, met fosfor - fosfiden, met koolstof - boriden, met waterstof - hydriden, enz. Veel van deze verbindingen hebben belangrijke toepassingen gevonden in technologie.

Wanneer metalen interageren met zuren, is het oxidatiemiddel het waterstofion H +, dat een elektron van het metaalatoom accepteert:

Mg - 2e - = Mg 2+

_________________

Mg + 2H + = Mg 2+ + H 2

Metalen die zich in de reeks standaardelektrodepotentialen (spanningsreeksen) links van waterstof bevinden, verdringen (reduceren) gewoonlijk waterstof uit verdunde zuren zoals HCl of H2SO4, en metalen die zich rechts van waterstof bevinden, verplaatsen dit niet.

De interactie van metalen met waterige oplossingen van zouten van minder actieve metalen kan worden geïllustreerd met een voorbeeld:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

In dit geval worden elektronen gescheiden van de atomen van het actievere metaal zink en gehecht aan de minder actieve Cu2+-ionen. Op basis van een aantal standaard elektrodepotentialen kunnen we zeggen dat een metaal veel metalen die het volgen uit oplossingen van hun zouten verdringt (reduceert).

Actieve metalen (alkaliën en aardalkaliën) hebben ook een wisselwerking met water, dat in dit geval als oxidatiemiddel werkt.

Metalen en hydroxiden, die amfoteer zijn (zie Amfotericiteit), hebben in de regel een wisselwerking met oplossingen van zowel zuren als alkaliën.

Metalen kunnen chemische verbindingen met elkaar vormen. Dergelijke verbindingen vormen gewoonlijk typische metalen met metalen met zwakke metallische eigenschappen, bijvoorbeeld bepaalde natriumverbindingen met lood:

Na5Pb2, NaPb, Na2Pb, Na4Pb

Verbindingen van het ene metaal met het andere worden gezamenlijk intermetallische verbindingen, intermetallische verbindingen of metalliden genoemd.

De weloverwogen eigenschappen van metalen die verband houden met het vrijkomen van elektronen bij chemische reacties worden metallisch genoemd. Alle chemische elementen bezitten ze in verschillende mate. Metaaleigenschappen worden beoordeeld door de elektronegativiteit van elementen te vergelijken. Deze waarde, uitgedrukt in conventionele eenheden, karakteriseert het vermogen van een atoom in een molecuul om elektronen aan te trekken. Relatieve waarden De elektronegativiteit van de elementen staat in de tabel. Hoe lager de elektronegativiteit, hoe uitgesprokener de metallische eigenschappen van de elementen.

De mensheid begon al in 3000-4000 voor Christus actief metalen te gebruiken. Toen maakten mensen kennis met de meest voorkomende: goud, zilver, koper. Deze metalen waren heel gemakkelijk te vinden op het aardoppervlak. Even later leerden ze over scheikunde en begonnen ze soorten als tin, lood en ijzer te isoleren. In de Middeleeuwen wonnen zeer giftige metaalsoorten aan populariteit. Er was arsenicum in gebruik, waardoor meer dan de helft van het koninklijk hof in Frankrijk werd vergiftigd. Op dezelfde manier hielp het bij het genezen van verschillende ziekten uit die tijd, van keelpijn tot de pest. Al vóór de twintigste eeuw waren er meer dan 60 metalen bekend, en aan het begin van de 21e eeuw - 90. De vooruitgang staat niet stil en leidt de mensheid vooruit. Maar de vraag rijst: welk metaal is zwaar en weegt meer dan alle andere? En wat zijn dat in het algemeen, deze zwaarste metalen ter wereld?

Veel mensen denken ten onrechte dat goud en lood de zwaarste metalen zijn. Waarom gebeurde dit precies? Velen van ons zijn opgegroeid met het kijken naar oude films en zagen hoe hoofdpersoon gebruikt een loden plaat om te beschermen tegen wrede kogels. Bovendien worden loden platen nog steeds gebruikt in sommige soorten kogelvrije vesten. En als je het woord goud hoort, denken veel mensen aan een foto van zware blokken van dit metaal. Maar denken dat ze de zwaarste zijn, is een vergissing!

Om het zwaarste metaal te bepalen, moet men rekening houden met de dichtheid ervan, want hoe hoger de dichtheid van een stof, hoe zwaarder deze is.

TOP 10 zwaarste metalen ter wereld

Osmium (22,62 g/cm3),
Iridium (22,53 g/cm3),
Platina (21,44 g/cm3),
Renium (21,01 g/cm3),
Neptunium (20,48 g/cm3),
Plutonium (19,85 g/cm3),
Goud (19,85 g/cm3)
Wolfraam (19,21 g/cm3),
Uranium (18,92 g/cm3),
Tantaal (16,64 g/cm3).

En waar is de leiding? En hij staat veel lager op deze lijst, in het midden van de tweede tien.

Osmium en iridium zijn de zwaarste metalen ter wereld

Laten we eens kijken naar de belangrijkste zwaargewichten die de 1e en 2e plaats delen. Laten we beginnen met iridium en tegelijkertijd woorden van dank zeggen aan de Engelse wetenschapper Smithson Tennat, die dit in 1803 ontving chemish element uit platina, waar het samen met osmium als onzuiverheid aanwezig was. Iridium kan vanuit het Oudgrieks vertaald worden als “regenboog”. Het metaal is wit met een zilveren tint en is niet alleen het zwaarste, maar ook het meest duurzaam te noemen. Er is heel weinig van op onze planeet en er wordt slechts 10.000 kg per jaar gewonnen. Het is bekend dat de meeste iridiumafzettingen te vinden zijn op meteorietinslagen. Sommige wetenschappers komen tot de conclusie dat dit metaal voorheen wijdverspreid was op onze planeet, maar vanwege zijn gewicht zichzelf voortdurend dichter bij het centrum van de aarde perste. Er is nu veel vraag naar iridium in de industrie en het wordt gebruikt voor de productie elektrische energie. Paleontologen maken er ook graag gebruik van en bepalen met behulp van iridium van veel vondsten de ouderdom. Bovendien kan dit metaal worden gebruikt om sommige oppervlakken te coaten. Maar dit is moeilijk om te doen.

Laten we vervolgens naar osmium kijken. Het is het zwaarste in het periodiek systeem van Mendelejev en daarmee het zwaarste metaal ter wereld. Osmium is tinwit met een blauwe tint en werd tegelijk met iridium ook door Smithson Tennat ontdekt. Osmium is bijna niet te verwerken en wordt vooral aangetroffen op meteorietinslagen. Het ruikt onaangenaam, de geur is als een mengsel van chloor en knoflook. En vanuit het Oudgrieks wordt het vertaald als "geur". Het metaal is behoorlijk vuurvast en wordt gebruikt in gloeilampen en andere apparaten met vuurvaste metalen. Voor slechts één gram van dit element moet je meer dan $10.000 betalen, wat duidelijk maakt dat het metaal zeer zeldzaam is.

Osmium

Wat je ook zegt, de zwaarste metalen zijn zeer zeldzaam en daarom duur. En we moeten voor de toekomst niet vergeten dat noch goud, noch lood de zwaarste metalen ter wereld zijn! Iridium en osmium zijn de winnaars in gewicht!