Metali označavaju grupu elemenata, koji su predstavljeni u obliku najjednostavnijih supstanci. Oni imaju karakteristična svojstva, odnosno visoka električna i toplotna provodljivost, pozitivna temperaturni koeficijent otpornost, visoka duktilnost i metalni sjaj.

Imajte na umu da od 118 hemijskih elemenata koji su otkriveni u ovog trenutka, metali treba da uključuju:

• među grupom zemnoalkalnih metala ima 6 elemenata;
• među alkalnim metalima postoji 6 elemenata;
• među prelaznim metalima 38;
• u grupi lakih metala 11;
• Među polumetalima postoji 7 elemenata,
• 14 među lantanidima i lantanom,
• 14 u grupi aktinida i morskih anemona,
• Berilijum i magnezijum su izvan definicije.

Na osnovu toga, 96 elemenata je klasifikovano kao metali. Pogledajmo pobliže s čime metali reagiraju. Budući da većina metala ima mali broj elektrona od 1 do 3 na vanjskom elektronskom nivou, u većini svojih reakcija mogu djelovati kao redukcijski agensi (to jest, predaju svoje elektrone drugim elementima).

Reakcije sa najjednostavnijim elementima

• Osim zlata i platine, apsolutno svi metali reaguju sa kiseonikom. Imajte na umu da se reakcija na visokim temperaturama odvija sa srebrom, ali srebro(II) oksidom na normalne temperature nije formirana. Ovisno o svojstvima metala, oksidi, superoksidi i peroksidi nastaju kao rezultat reakcije s kisikom.

Evo primjera svakog hemijskog obrazovanja:

1. litijum oksid – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
2. kalijum superoksid – K+O 2 =KO 2;
3. natrijum peroksid – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Da bi se iz peroksida dobio oksid, mora se reducirati istim metalom. Na primjer, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Kod metala sa niskim i srednjim djelovanjem, slična reakcija će se dogoditi samo pri zagrijavanju, na primjer: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

• Metali mogu da reaguju samo sa azotom sa aktivnim metalima, međutim, na sobnoj temperaturi samo litijum može da reaguje, formirajući nitride - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, međutim pri zagrevanju dolazi do sledeće hemijske reakcije: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
• Apsolutno svi metali reaguju sa sumporom, kao i sa kiseonikom, osim zlata i platine. Imajte na umu da željezo može reagirati samo kada se zagrije sa sumporom, formirajući sulfid: Fe+S=FeS
• Samo aktivni metali može da reaguje sa vodonikom. To uključuje metale grupa IA i IIA, osim berilija. Takve reakcije se mogu dogoditi samo kada se zagriju, stvarajući hidride.

  Pošto se oksidaciono stanje vodika smatra 1, metali u ovom slučaju deluju kao redukcioni agensi: 2Na + H 2 = 2NaH.

• Najaktivniji metali također reagiraju s ugljikom. Kao rezultat ove reakcije nastaju acetilenidi ili metanidi.

Razmotrimo koji metali reagiraju s vodom i što proizvode kao rezultat ove reakcije? Acetileni će u interakciji s vodom proizvoditi acetilen, a metan će se dobiti kao rezultat reakcije vode s metanidima. Evo primjera ovih reakcija:

1. Acetilen – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Metan - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2.

Reakcija kiselina sa metalima

Metali također mogu različito reagirati s kiselinama. Sa svim kiselinama reaguju samo oni metali koji su u nizu elektrohemijske aktivnosti metala do vodonika.

Navedimo primjer supstitucijske reakcije koja pokazuje s čime metali reagiraju. Na drugi način, ova reakcija se naziva redoks: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Neke kiseline također mogu stupiti u interakciju s metalima koji dolaze nakon vodonika: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Imajte na umu da takva razrijeđena kiselina može reagirati s metalom prema klasičnoj shemi datoj u nastavku: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.

Ako u periodnoj tablici elemenata D.I. Mendeljejeva povučemo dijagonalu od berilija do astatina, tada će dolje lijevo duž dijagonale biti metalni elementi (oni također uključuju elemente bočnih podgrupa, označenih plavom bojom), a u gornjem desnom dijelu -. nemetalni elementi (istaknuti žuta). Elementi koji se nalaze u blizini dijagonale - polumetali ili metaloidi (B, Si, Ge, Sb, itd.) imaju dvostruki karakter (istaknuti ružičastom bojom).

Kao što se može vidjeti sa slike, velika većina elemenata su metali.

Po svojoj hemijskoj prirodi, metali su hemijski elementi, čiji atomi daju elektrone sa spoljašnjih ili pre-eksternih energetskih nivoa, formirajući pozitivno nabijene jone.

Gotovo svi metali imaju relativno velike radijuse i mali broj elektrona (od 1 do 3) na vanjskom energetskom nivou. Metale karakteriziraju niske vrijednosti elektronegativnosti i redukciona svojstva.

Najtipičniji metali se nalaze na početku perioda (počevši od drugog), zatim s lijeva na desno metalna svojstva slabe. U grupi od vrha do dna, metalna svojstva se povećavaju kako se radijus atoma povećava (zbog povećanja broja energetskih nivoa). To dovodi do smanjenja elektronegativnosti (sposobnosti privlačenja elektrona) elemenata i povećanja redukcijskih svojstava (sposobnost doniranja elektrona drugim atomima u kemijskim reakcijama).

Tipično metali su s-elementi (elementi IA grupe od Li do Fr. elementi PA grupe od Mg do Ra). Opća elektronska formula njihovih atoma je ns 1-2. Karakteriziraju ih oksidacijska stanja + I i + II, respektivno.

Mali broj elektrona (1-2) na vanjskom energetskom nivou tipičnih metalnih atoma znači da se ovi elektroni lako gube i pokazuju jaka redukciona svojstva, što se odražava u niskim vrijednostima elektronegativnosti. To implicira ograničena hemijska svojstva i metode dobijanja tipičnih metala.

Karakteristična karakteristika tipičnih metala je sklonost njihovih atoma da formiraju katione i ionske hemijske veze sa atomima nemetala. Jedinjenja tipičnih metala sa nemetalima su jonski kristali "metalaniona nemetala", na primjer K + Br -, Ca 2+ O 2-. Kationi tipičnih metala su takođe uključeni u jedinjenja sa kompleksnim anjonima - hidroksidi i soli, na primer Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

Metali A-grupe koji formiraju amfoternu dijagonalu u periodnom sistemu Be-Al-Ge-Sb-Po, kao i metali koji su im susjedni (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) ne pokazuju tipične metalne svojstva. Opća elektronska formula njihovih atoma ns 2 n.p. 0-4 uključuje veći izbor oksidacijskih stanja, veću sposobnost zadržavanja vlastitih elektrona, postepeno smanjenje njihove redukcijske sposobnosti i pojavu oksidacijske sposobnosti, posebno u visokim oksidacijskim stanjima (tipični primjeri su spojevi Tl III, Pb IV, Bi v) . Slično hemijsko ponašanje karakteristično je za većinu (d-elemenata, tj. elemenata B-grupa Periodni sistem(tipični primjeri su amfoterni elementi Cr i Zn).

Ova manifestacija dualnosti (amfoternih) svojstava, i metalnih (baznih) i nemetalnih, je zbog prirode hemijske veze. U čvrstom stanju, spojevi atipičnih metala sa nemetalima sadrže pretežno kovalentne veze (ali manje jake od veza između nemetala). U rastvoru se ove veze lako kidaju, a jedinjenja se disociraju na jone (u celini ili delimično). Na primjer, metalni galij se sastoji od molekula Ga 2 u čvrstom stanju, hloridi aluminija i žive (II) AlCl 3 i HgCl 2 sadrže jake kovalentne veze, ali u otopini AlCl 3 gotovo potpuno disocira, a HgCl 2 - do; u vrlo maloj mjeri (a zatim u HgCl + i Cl - jone).

Opća fizička svojstva metala

Zbog prisustva slobodnih elektrona ("elektronski gas") u kristalnoj rešetki, svi metali pokazuju sljedeća karakteristična opća svojstva:

1) Plastika- mogućnost lakog mijenjanja oblika, rastezanja u žicu i valjanja u tanke listove.

2) Metalni sjaj i neprozirnost. To je zbog interakcije slobodnih elektrona sa svjetlošću koja pada na metal.

3) Električna provodljivost. Objašnjava se usmjerenim kretanjem slobodnih elektrona od negativnog do pozitivnog pola pod utjecajem male potencijalne razlike. Kada se zagrije, električna provodljivost se smanjuje, jer Kako temperatura raste, pojačavaju se vibracije atoma i iona u čvorovima kristalne rešetke, što otežava usmjereno kretanje "elektronskog plina".

4) Toplotna provodljivost. To je uzrokovano velikom pokretljivošću slobodnih elektrona, zbog čega se temperatura brzo izjednačava u odnosu na masu metala. Najveću toplotnu provodljivost imaju bizmut i živa.

5) Tvrdoća. Najtvrđi je hrom (seče staklo); najmekši alkalni metali - kalijum, natrijum, rubidijum i cezijum - seku se nožem.

6) Gustina.Što je manji, manji je atomska masa metala i većeg atomskog radijusa. Najlakši je litijum (ρ=0,53 g/cm3); najteži je osmijum (ρ=22,6 g/cm3). Metali čija je gustina manja od 5 g/cm3 smatraju se „lakim metalima“.

7) Tačke topljenja i ključanja. Najtopljiviji metal je živa (mp = -39°C), najvatrostalniji metal je volfram (mp = 3390°C). Metali sa temperaturom topljenja iznad 1000°C smatraju se vatrostalnim, ispod – nisko topljivim.

Opća hemijska svojstva metala

Jaki redukcioni agensi: Me 0 – nē → Me n +

Brojni naponi karakteriziraju uporednu aktivnost metala u redoks reakcijama u vodenim otopinama.

I. Reakcije metala sa nemetalima

1) Sa kiseonikom:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Sa sumporom:
Hg + S → HgS

3) Sa halogenima:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Sa azotom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Sa fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Sa vodonikom (reaguju samo alkalni i zemnoalkalni metali):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reakcije metala sa kiselinama

1) Metali u elektrohemijskom naponskom nizu do H reduciraju neoksidirajuće kiseline u vodonik:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Sa oksidirajućim kiselinama:

Kada dušična kiselina bilo koje koncentracije i koncentrirana sumporna kiselina stupaju u interakciju s metalima Vodonik se nikada ne oslobađa!

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. Interakcija metala sa vodom

1) Aktivni (alkalni i zemnoalkalni metali) formiraju rastvorljivu bazu (alkaliju) i vodonik:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metali srednje aktivnosti oksidiraju se vodom kada se zagrije u oksid:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktivan (Au, Ag, Pt) - ne reaguje.

IV. Izmjenjivanje manje aktivnih metala aktivnijim metalima iz otopina njihovih soli:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

U industriji se često ne koriste čisti metali, već njihove mješavine - legure, u kojem su korisna svojstva jednog metala dopunjena korisnim svojstvima drugog. Tako bakar ima malu tvrdoću i nije pogodan za izradu mašinskih delova, dok legure bakra i cinka ( mesing) su već prilično tvrdi i široko se koriste u mašinstvu. Aluminijum ima visoku duktilnost i dovoljnu lakoću (mala gustina), ali je previše mekan. Na osnovu njega se priprema legura sa magnezijumom, bakrom i manganom - duralumin (duralumin), koja bez gubitka korisna svojstva aluminijum, dobija visoku tvrdoću i postaje pogodan za konstrukciju aviona. Legure željeza sa ugljikom (i aditivi drugih metala) su nadaleko poznate liveno gvožde I čelika.

Slobodni metali su restauratori. Međutim, neki metali imaju nisku reaktivnost zbog činjenice da su obloženi površinski oksidni film, V u različitom stepenu otporan na hemijske reagense kao što su voda, rastvori kiselina i lužina.

Na primjer, olovo je uvijek prekriveno oksidnim filmom, njegov prijelaz u otopinu zahtijeva ne samo izlaganje reagensu (na primjer, razrijeđenu dušičnu kiselinu), već i zagrijavanje. Oksidni film na aluminiju sprječava njegovu reakciju s vodom, ali ga uništavaju kiseline i lužine. Labav oksidni film (rđa), formiran na površini gvožđa u vlažnom vazduhu, ne ometa dalju oksidaciju gvožđa.

Pod uticajem koncentrirano na metalima nastaju kiseline održivo oksidni film. Ovaj fenomen se zove pasivizacija. Dakle, koncentrisano sumporna kiselina metali kao što su Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb se pasiviraju (i tada ne reaguju sa kiselinom), a u koncentrovanoj azotnoj kiselini - metali A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th i U.

Prilikom interakcije sa oksidantima u kiselim rastvorima, većina metala se pretvara u katjone, čiji je naboj određen stabilnim oksidacionim stanjem datog elementa u jedinjenjima (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ i Fe 3 +)

Redukciona aktivnost metala u kiseloj otopini prenosi se nizom naprezanja. Većina metala prelazi u rastvor sa hlorovodoničnom i razblaženom sumpornom kiselinom, ali Cu, Ag i Hg - samo sa sumpornom (koncentrovanom) i azotnom kiselinom, a Pt i Au - sa "regia vodkom".

Korozija metala

Nepoželjno hemijsko svojstvo metala je njihovo aktivno uništavanje (oksidacija) u kontaktu sa vodom i pod uticajem kiseonika otopljenog u njoj. (kiseonička korozija). Na primjer, nadaleko je poznata korozija proizvoda od željeza u vodi, zbog čega se stvara rđa i proizvodi se raspadaju u prah.

Korozija metala se javlja iu vodi zbog prisustva rastvorenih gasova CO 2 i SO 2; stvara se kiselo okruženje, a H+ kationi se istiskuju aktivnim metalima u obliku vodonika H 2 ( vodonična korozija).

Područje kontakta između dva različita metala može biti posebno korozivno ( kontaktna korozija). Galvanski par se javlja između jednog metala, na primjer Fe, i drugog metala, na primjer Sn ili Cu, stavljenog u vodu. Protok elektrona ide od aktivnijeg metala, koji je lijevo u naponskom nizu (Re), do manje aktivnog metala (Sn, Cu), a aktivniji metal se uništava (korodira).

Upravo zbog toga kalajisana površina limenki (gvožđe obložena limom) hrđa kada se skladišti u vlažnoj atmosferi i kada se njime nepažljivo rukuje (gvožđe se brzo sruši čak i nakon male ogrebotine, što omogućava da glačalo dođe u kontakt sa vlagom). Naprotiv, pocinčana površina željezne kante ne hrđa dugo, jer čak i ako ima ogrebotina, ne korodira željezo, već cink (aktivniji metal od željeza).

Otpornost na koroziju za određeni metal se povećava kada je premazan aktivnijim metalom ili kada se stapaju; Dakle, premazivanje gvožđa hromom ili pravljenje legure gvožđa i hroma eliminiše koroziju gvožđa. Kromirano željezo i čelik koji sadrže krom ( nehrđajući čelik), imaju visoku otpornost na koroziju.

elektrometalurgija, odnosno dobijanje metala elektrolizom taline (za najaktivnije metale) ili rastvora soli;

pirometalurgija, odnosno dobijanje metala iz ruda na visoke temperature(na primjer, dobivanje željeza u procesu visoke peći);

hidrometalurgija Odvajanje metala iz rastvora njihovih soli aktivnijim metalima (na primer, proizvodnja bakra iz rastvora CuSO 4 delovanjem cinka, gvožđa ili aluminijuma).

Prirodni metali se ponekad nalaze u prirodi (tipični primjeri su Ag, Au, Pt, Hg), ali češće se metali nalaze u obliku spojeva ( metalne rude). Po rasprostranjenosti u zemljine kore metali su različiti: od najčešćih - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) do najrjeđih - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Metali zauzimaju donji levi ugao periodnog sistema. Metali pripadaju porodicama s-elemenata, d-elemenata, f-elemenata i djelimično p-elemenata.

Najtipičnije svojstvo metala je njihova sposobnost da doniraju elektrone i postanu pozitivno nabijeni joni. Štaviše, metali mogu pokazati samo pozitivno stanje oksidacije.

Ja - ne = Me n +

1. Interakcija metala sa nemetalima.

A ) Interakcija metala sa vodonikom.

Alkalni i zemnoalkalni metali direktno reaguju sa vodonikom, formirajući hidride.

Na primjer:

Ca + H 2 = CaH 2

Nastaju nestehiometrijska jedinjenja sa ionskom kristalnom strukturom.

b) Interakcija metala sa kiseonikom.

Svi metali osim Au, Ag, Pt oksidiraju se atmosferskim kisikom.

primjer:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroksid)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

c) Interakcija metala sa halogenima.

Svi metali reaguju sa halogenima i nastaju halogenidi.

primjer:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

To su uglavnom jonska jedinjenja: MeHal n

d) Interakcija metala sa azotom.

Alkalni i zemnoalkalni metali stupaju u interakciju s dušikom.

Primjer:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitrid.

e) Interakcija metala sa ugljenikom.

Jedinjenja metala i ugljika - karbidi. Nastaju interakcijom taline sa ugljikom. Aktivni metali formiraju stehiometrijska jedinjenja sa ugljikom:

4Al + 3C = Al 4 C 3

Metali - d-elementi formiraju spojeve nestehiometrijskog sastava kao što su čvrste otopine: WC, ZnC, TiC - koriste se za proizvodnju supertvrdih čelika.

2. Interakcija metala sa vodom.

Metali koji imaju negativniji potencijal od redoks potencijala vode reagiraju s vodom.

Aktivni metali aktivnije reagiraju s vodom, razlažući vodu i oslobađajući vodik.

Na + 2H2O = H2 + 2NaOH

Manje aktivni metali polako razgrađuju vodu i proces se usporava zbog stvaranja nerastvorljivih supstanci.

3. Interakcija metala sa rastvorima soli.

Ova reakcija je moguća ako je metal koji reaguje aktivniji od onog u soli:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V., = + 0,34 V.

Metal s negativnijim ili manje pozitivnim potencijalom standardne elektrode istiskuje drugi metal iz otopine njegove soli.

4. Interakcija metala sa alkalnim rastvorima.

Metali koji proizvode amfoterne hidrokside ili imaju visoki stepeni oksidacija u prisustvu jakih oksidacionih sredstava. Kada metali stupaju u interakciju sa alkalnim rastvorima, oksidaciono sredstvo je voda.

Primjer:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oksidacija

Zn 0 - redukciono sredstvo

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - redukcija

H 2 O - oksidant

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2

Metali sa visokim stepenom oksidacije mogu stupiti u interakciju sa alkalijama tokom fuzije:

4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Interakcija metala sa kiselinama.

To su složene reakcije, produkti reakcije ovise o aktivnosti metala, vrsti i koncentraciji kiseline i temperaturi.

Na osnovu aktivnosti, metali se konvencionalno dijele na aktivne, srednje aktivnosti i niske aktivnosti.

Kiseline se konvencionalno dijele u 2 grupe:

Grupa I - kiseline sa niskom oksidacionom sposobnošću: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (razblažen), H 3 PO 4, H 2 S, oksidaciono sredstvo ovde je H +. Pri interakciji s metalima oslobađa se kisik (H 2 ). Metali s negativnim potencijalom elektrode reagiraju s kiselinama prve grupe.

Grupa II - kiseline sa visokom oksidacionom sposobnošću: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (razblažen), HNO 3 (konc.). U ovim kiselinama oksidirajući agensi su kiseli anjoni: . Proizvodi redukcije aniona mogu biti vrlo raznoliki i zavise od aktivnosti metala.

H 2 S - sa aktivnim metalima

H 2 SO 4 +6e S 0 ↓ - sa metalima srednje aktivnosti

SO 2 - sa nisko aktivnim metalima

NH 3 (NH 4 NO 3) - sa aktivnim metalima

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - sa metalima srednje aktivnosti

NE - sa niskoaktivnim metalima

HNO 3 (konc.) - NO 2 - sa metalima bilo koje aktivnosti.

Ako metali imaju promjenjivu valenciju, onda sa kiselinama grupe I metali poprimaju niže pozitivno oksidacijsko stanje: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. U interakciji sa kiselinama grupe II, oksidaciono stanje je +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, a vodonik se nikada ne oslobađa.

Neki metali (Fe, Cr, Al, Ti, Ni, itd.) u rastvorima jakih kiselina, kada se oksidiraju, prekrivaju se gustim oksidnim filmom, koji štiti metal od daljeg rastvaranja (pasivacije), ali kada se zagreju, oksid film se otapa i reakcija se nastavlja.

Slabo rastvorljivi metali sa pozitivnim elektrodnim potencijalom mogu se rastvoriti u kiselinama grupe I u prisustvu jakih oksidacionih sredstava.

Grounds – složene tvari koje se sastoje od metalnog kationa Me + (ili katjona sličnog metalu, na primjer, amonijevog jona NH 4 +) i hidroksidnog aniona OH -.

Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, baze se dele na rastvorljiv (alkalije) I nerastvorljive baze . Postoji također nestabilne osnove, koji se spontano raspadaju.

Dobivanje osnova

1. Interakcija bazičnih oksida s vodom. Istovremeno reaguju sa vodom normalnim uslovima samo oni oksidi koji odgovaraju rastvorljivoj bazi (alkaliji). One. na ovaj način samo možete dobiti alkalije:

osnovni oksid + voda = baza

Na primjer , natrijum oksid formira u vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

U isto vrijeme o bakar(II) oksid With vode ne reaguje:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija metala sa vodom. Gde reaguju sa vodompod normalnim uslovimasamo alkalni metali(litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum), kalcijum, stroncijum i barijum.U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, vodik je oksidacijsko sredstvo, a metal je redukcijski agens.

metal + voda = alkalija + vodonik

Na primjer, kalijum reaguje sa vode veoma burno:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza rastvora nekih soli alkalnih metala. U pravilu, za dobivanje alkalija, provodi se elektroliza rastvori soli formiranih od alkalijskih ili zemnoalkalnih metala i kiselina bez kiseonika (osim fluorovodonične kiseline) - hloridi, bromidi, sulfidi itd. O ovom pitanju detaljnije se govori u članku .

Na primjer , elektroliza natrijum hlorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastaju interakcijom drugih alkalija sa solima. U ovom slučaju, samo topljive tvari djeluju u interakciji, a u proizvodima bi se trebala formirati nerastvorljiva sol ili nerastvorljiva baza:

ili

alkalija + sol 1 = sol 2 ↓ + alkalija

Na primjer: Kalijum karbonat reaguje u rastvoru sa kalcijum hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primjer: Bakar(II) hlorid reaguje u rastvoru sa natrijum hidroksidom. U ovom slučaju ispada plavi precipitat bakar(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Hemijska svojstva nerastvorljivih baza

1. Nerastvorljive baze reagiraju s jakim kiselinama i njihovim oksidima (i neke srednje kiseline). U ovom slučaju, soli i vode.

nerastvorljiva baza + kiselina = so + voda

nerastvorljiva baza + kiseli oksid = so + voda

Na primjer ,bakar(II) hidroksid reaguje sa jakim hlorovodonične kiseline:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

U ovom slučaju bakar (II) hidroksid ne stupa u interakciju sa kiselim oksidom slab ugljična kiselina - ugljični dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Nerastvorljive baze se raspadaju kada se zagreju na oksid i vodu.

Na primjer, Gvožđe(III) hidroksid se pri zagrevanju razlaže na gvožđe(III) oksid i vodu:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Nerastvorljive baze ne reagujusa amfoternim oksidima i hidroksidima.

nerastvorljiva baza + amfoterni oksid ≠

nerastvorljiva baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Neke nerastvorljive baze mogu djelovati kaoredukcioni agensi. Redukcioni agensi su baze formirane od metala sa minimum ili srednje oksidaciono stanje, što može povećati njihovo oksidacijsko stanje (gvožđe (II) hidroksid, hrom (II) hidroksid, itd.).

Na primjer , Gvožđe (II) hidroksid se može oksidirati atmosferskim kiseonikom u prisustvu vode u gvožđe (III) hidroksid:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Hemijska svojstva alkalija

1. Alkalije reaguju sa bilo kojim kiseline - i jake i slabe . U tom slučaju nastaju srednja sol i voda. Ove reakcije se nazivaju reakcije neutralizacije. Moguća je i edukacija kisela so, ako je kiselina višebazna, u određenom omjeru reagensa, ili u višak kiseline. IN višak alkalija srednja sol i voda nastaju:

lužina (višak) + kiselina = srednja sol + voda

alkalija + višebazna kiselina (višak) = kisela so + voda

Na primjer , Natrijum hidroksid, u interakciji sa trobazičnom fosfornom kiselinom, može formirati 3 vrste soli: dihidrogen fosfati, fosfati ili hidrofosfati.

U tom slučaju dihidrogen fosfati nastaju u višku kiseline ili kada je molarni omjer (omjer količina tvari) reagensa 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Kada je molarni odnos lužine i kiseline 2:1, nastaju hidrofosfati:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

U višku lužine, ili sa molarnim omjerom lužine prema kiselini 3:1, nastaje fosfat alkalnog metala.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alkalije reaguju saamfoterni oksidi i hidroksidi. Gde u talini nastaju obične soli , A u rastvoru - kompleksne soli .

alkalija (rastop) + amfoterni oksid = srednja sol + voda

alkalija (rastop) + amfoterni hidroksid = srednja so + voda

alkalija (rastvor) + amfoterni oksid = kompleksna so

alkalija (rastvor) + amfoterni hidroksid = kompleksna so

Na primjer , kada aluminijum hidroksid reaguje sa natrijum hidroksidom u topljenju nastaje natrijum aluminat. Kiseliji hidroksid stvara kiseli ostatak:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

A u rastvoru formira se kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Imajte na umu kako je složena formula soli sastavljena:prvo biramo centralni atom (dou pravilu je amfoterni hidroksid metal).Zatim tome dodamo ligandi- u našem slučaju to su hidroksidni joni. Broj liganada je obično 2 puta veći od oksidacionog stanja centralnog atoma. Ali aluminijumski kompleks je izuzetak, njegov broj liganada je najčešće 4. Dobijeni fragment stavljamo u uglaste zagrade - ovo je kompleksni ion. Određujemo njegov naboj i ispisujemo na vanjskoj strani potrebna količina katjona ili anjona.

3. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim oksidima. Istovremeno je moguća edukacija kiselo ili srednje soli, ovisno o molarnom omjeru alkalnog i kiselog oksida. U višku lužine nastaje srednja sol, a u višku kiselog oksida nastaje kisela sol:

alkalija (višak) + kiseli oksid = srednja sol + voda

ili:

alkalija + kiseli oksid (višak) = kisela so

Na primjer , prilikom interakcije višak natrijum hidroksida S ugljičnim dioksidom nastaju natrijev karbonat i voda:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

I prilikom interakcije višak ugljičnog dioksida sa natrijum hidroksidom nastaje samo natrijum bikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalije stupaju u interakciju sa solima. Alkalije reaguju samo sa rastvorljivim solima u rastvoru, pod uslovom da U hrani se stvara plin ili sediment . Takve reakcije se odvijaju prema mehanizmu jonska izmjena.

alkalija + rastvorljiva so = so + odgovarajući hidroksid

Alkalije reagiraju s otopinama soli metala, koje odgovaraju nerastvorljivim ili nestabilnim hidroksidima.

Na primjer, natrijum hidroksid reaguje sa bakar sulfatom u rastvoru:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Također alkalije reaguju sa rastvorima amonijumovih soli.

Na primjer , Kalijum hidroksid reaguje sa rastvorom amonijum nitrata:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Kada soli amfoternih metala stupe u interakciju s viškom alkalija, nastaje kompleksna sol!

Pogledajmo ovo pitanje detaljnije. Ako je sol nastala od metala kojem odgovara amfoterni hidroksid , komunicira sa mala količina alkaliju, tada dolazi do uobičajene reakcije izmjene i nastaje taloghidroksid ovog metala .

Na primjer , višak cink sulfata reaguje u rastvoru sa kalijum hidroksidom:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Međutim, u ovoj reakciji ne nastaje baza, već mphoterni hidroksid. I, kao što smo već naveli gore, amfoterni hidroksidi se otapaju u višku alkalija i formiraju kompleksne soli . T Dakle, kada cink sulfat reaguje sa višak alkalnog rastvora formira se kompleksna sol, ne stvara se talog:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Tako dobijamo 2 šeme za interakciju soli metala, koje odgovaraju amfoternim hidroksidima, sa alkalijama:

sol amfoternog metala (višak) + alkalija = amfoterni hidroksid↓ + sol

amph.metalna so + alkalija (višak) = kompleksna so + so

5. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim solima.U tom slučaju nastaju srednje ili manje kisele soli.

kisela so + alkalija = srednja so + voda

Na primjer , Kalijum hidrosulfit reaguje sa kalijum hidroksidom da nastane kalijum sulfit i voda:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Vrlo je zgodno odrediti svojstva kiselih soli mentalnim razbijanjem kisele soli na 2 tvari - kiselinu i sol. Na primjer, razbijamo natrijum bikarbonat NaHCO 3 u uolnu kiselinu H 2 CO 3 i natrijum karbonat Na 2 CO 3. Svojstva bikarbonata u velikoj mjeri su određena svojstvima ugljične kiseline i svojstvima natrijevog karbonata.

6. Alkalije stupaju u interakciju sa metalima u rastvoru i tope se. U tom slučaju dolazi do oksidacijsko-redukcione reakcije koja nastaje u otopini kompleksne soli I vodonik, u topljenju - srednje soli I vodonik.

Bilješka! Sa lužinama u rastvoru reaguju samo oni metali čiji je oksid sa minimalnim pozitivnim oksidacionim stanjem metala amfoteričan!

Na primjer , gvožđe ne reaguje sa alkalnim rastvorom, gvožđe (II) oksid je bazičan. A aluminijum rastvara se u vodeni rastvor alkalije, aluminijum oksid - amfoterni:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalije stupaju u interakciju sa nemetalima. U tom slučaju dolazi do redoks reakcija. obično, nemetali su neproporcionalni u alkalijama. Oni ne reaguju sa alkalijama kisik, vodik, dušik, ugljik i inertni plinovi (helij, neon, argon, itd.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Sumpor, hlor, brom, jod, fosfor i drugih nemetala neproporcionalno u alkalijama (tj. samooksidiraju se i samooporavljaju).

Na primjer, hlorprilikom interakcije sa hladna lužina prelazi u oksidaciona stanja -1 i +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Hlor prilikom interakcije sa vruća lužina prelazi u oksidaciona stanja -1 i +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Silicijum oksidira alkalijama do oksidacijskog stanja +4.

Na primjer, u rješenju:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oksidira alkalije:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Više o ovim reakcijama možete pročitati u članku.

8. Alkalije se ne raspadaju kada se zagreju.

Izuzetak je litijum hidroksid:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Jednačine reakcije omjera metala:

• a) da jednostavne supstance: kiseonik, vodonik, halogeni, sumpor, azot, ugljenik;
• b) na složene supstance: vodu, kiseline, baze, soli.

1. Metali uključuju s-elemente grupe I i II, sve s-elemente, p-elemente Grupa III(osim bora), kao i kalaj i olovo (grupa IV), bizmut (grupa V) i polonijum (grupa VI). Većina metala ima 1-3 elektrona na svom vanjskom energetskom nivou. Za atome d-elemenata, unutar perioda, d-podnivoi pred-spoljnog sloja su ispunjeni s lijeva na desno.
2. Hemijska svojstva metala određuju se karakteristična struktura njihove vanjske elektronske ljuske.

Unutar perioda, kako se nuklearni naboj povećava, radijusi atoma s istim brojem elektronskih ljuski se smanjuju. Atomi alkalnih metala imaju najveće radijuse. Što je polumjer atoma manji, to je energija ionizacije veća, a što je veći radijus atoma, to je manja energija ionizacije. Budući da atomi metala imaju najveće atomske radijuse, karakteriziraju ih uglavnom niske vrijednosti energije ionizacije i afiniteta prema elektronima. Slobodni metali ispoljavaju isključivo redukciona svojstva.

3) Metali formiraju okside, na primjer:

Samo alkalni i zemnoalkalni metali reaguju sa vodonikom, formirajući hidride:

Metali reaguju sa halogenima, formirajući halide, sa sumporom - sulfide, sa azotom - nitride, sa ugljenikom - karbide.

Sa povećanjem algebarske vrijednosti standardnog elektrodnog potencijala metala E 0 u nizu napona, sposobnost metala da reagira s vodom opada. Dakle, gvožđe reaguje sa vodom samo na veoma visokim temperaturama:

Metali sa pozitivnim standardnim potencijalom elektrode, odnosno oni koji stoje iza vodonika u naponskom nizu, ne reaguju sa vodom.

Karakteristične su reakcije metala sa kiselinama. Metali sa negativnu vrijednost E 0 istiskuje vodonik iz rastvora HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4, itd.

Metal sa nižom vrednošću E 0 istiskuje metal sa velika vrijednost E 0 iz rastvora soli:

Najvažnija jedinjenja kalcijuma dobijena industrijskim putem, njihova hemijska svojstva i načini proizvodnje.

Kalcijum oksid CaO naziva se živo vapno. Dobija se spaljivanjem krečnjaka CaC0 3 --> CaO + CO, na temperaturi od 2000° C. Kalcijum oksid ima svojstva bazičnog oksida:

a) reaguje sa vodom i oslobađa se velika količina toplina:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (gašeno vapno).

b) reaguje sa kiselinama i formira so i vodu:

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

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

c) reaguje sa kiselim oksidima i formira so:

CaO + C0 2 = CaC0 3

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 se koristi u obliku gašenog kreča, krečnog mleka i krečne vode.

Krečno mlijeko je kaša nastala miješanjem viška gašenog vapna s vodom.

Krečna voda je bistra otopina dobivena filtriranjem krečnog mlijeka. Koristi se u laboratoriji za detekciju ugljen (IV) monoksida.

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

Produženim prolazom ugljičnog monoksida (IV) otopina postaje prozirna, jer se formira kisela sol, topiva u vodi:

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

Ako se dobijeni prozirni rastvor kalcijum bikarbonata zagreje, onda ponovo nastaje zamućenje, jer se taloži talog CaC0 3: