Les métaux diffèrent grandement dans leur activité chimique. L'activité chimique d'un métal peut être grossièrement jugée par sa position.

Les métaux les plus actifs sont situés au début de cette rangée (à gauche), les plus inactifs - 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 pour différents métaux.
Par exemple, les métaux alcalins réagissent activement avec l'oxygène (y compris dans l'air) à température ambiante pour former des oxydes et des peroxydes.

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

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

2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.

Les métaux inactifs (par exemple, l'or, le platine) ne réagissent pas avec l'oxygène et, par conséquent, ne changent 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 les 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 \u003d 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2.

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

Mg + 2H 2 O \u003d 100 ° C Mg (OH) 2 + H 2.

A des températures élevées, des métaux moins actifs réagissent également avec l'eau : Zn, Fe, Mil, etc. Dans ce cas, les oxydes correspondants se forment. Par exemple, lorsque de la vapeur d'eau passe sur des copeaux de fer chauds, la réaction suivante se produit :

3Fe + 4H 2 O \u003d 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 avec les solutions acides (à grande vitesse) :

Ca + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Les métaux inactifs 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'activité jusqu'à l'hydrogène, ne se dissout pratiquement pas 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.

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Conférence 11 Propriétés chimiques métaux.

Interaction des métaux avec des agents oxydants simples. Le rapport des métaux à l'eau, des solutions aqueuses d'acides, d'alcalis et de sels. Le rôle du film d'oxyde et des produits d'oxydation. Interaction des métaux avec les acides nitrique et sulfurique concentré.

Les métaux comprennent tous les éléments s, d, f, ainsi que les éléments p situés dans la partie inférieure système périodique de la diagonale tirée du bore à l'astatine. À substances simples Une liaison métallique est réalisée dans ces éléments. Les atomes de métal ont peu d'électrons dans la couche d'électrons externe, en quantité de 1, 2 ou 3. Les métaux présentent des propriétés électropositives et ont une faible électronégativité, moins de deux.

Les métaux sont inhérents les caractéristiques. Ce sont des solides, plus lourds que l'eau, avec un éclat métallique. Les métaux ont une conductivité thermique et électrique élevée. Ils se caractérisent par l'émission d'électrons sous l'action de divers influences externes: exposition à la lumière, lorsqu'il est chauffé, lorsqu'il est brisé (émission exoélectronique).

La principale caractéristique des métaux est leur capacité à donner des électrons aux atomes et aux ions d'autres substances. Les métaux sont des agents réducteurs dans la grande majorité des cas. Et c'est leur propriété chimique caractéristique. Considérez le rapport des métaux aux agents oxydants typiques, qui comprennent des substances simples - non-métaux, eau, acides. Le tableau 1 fournit des informations sur le rapport des métaux aux agents oxydants simples.

Tableau 1

Le rapport des métaux aux agents oxydants simples

Tous les métaux réagissent avec le fluor. Les exceptions sont l'aluminium, le fer, le nickel, le cuivre, le zinc en l'absence d'humidité. Ces éléments, lorsqu'ils réagissent avec le fluor, forment initialement des films de fluorure qui protègent les métaux d'une réaction ultérieure.

Dans les mêmes conditions et raisons, le fer est passivé en réaction avec le chlore. En ce qui concerne l'oxygène, pas tous, mais seulement un certain nombre de métaux forment des films protecteurs denses d'oxydes. Lors du passage du fluor à l'azote (tableau 1), l'activité oxydante diminue et donc un nombre croissant de métaux ne sont pas oxydés. Par exemple, seuls le lithium et les métaux alcalino-terreux réagissent avec l'azote.

Le rapport des métaux à l'eau et aux solutions aqueuses d'agents oxydants.

Dans les solutions aqueuses, l'activité réductrice d'un métal est caractérisée par la valeur de son potentiel redox standard. De toute la gamme des potentiels redox standard, une série de tensions métalliques est distinguée, ce qui est indiqué dans le tableau 2.

Tableau 2

Métaux de contrainte de ligne

Oxydant	Équation de processus d'électrode	Potentiel d'électrode standard φ 0, V	Agent réducteur	Activité conditionnelle des agents réducteurs
Li +	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Actif
Rb+	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Actif
K+	K + + e - = K	-2,925	K	Actif
Cs +	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Actif
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Californie	Actif
Na+	Na + + e - = Na	-2,714	N / A	Actif
Mg2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	mg	Actif
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Actif
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	Épouser activité
Mn2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	Épouser activité
Cr2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Cr	Épouser activité
H2O	2H 2 O+ 2e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,826	H2, pH=14	Épouser activité
Zn2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	Épouser activité
Cr3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Cr	Épouser activité
Fe2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	Épouser activité
H2O	2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,413	H2, pH=7	Épouser activité
CD 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	CD	Épouser activité
Co2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	co	Épouser activité
Ni2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	Épouser activité
sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	sn	Épouser activité
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	Épouser activité
Fe3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	Épouser activité
H+	2H + + 2e - =H 2		H2, pH=0	Épouser activité
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Petit actif
Cu2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Petit actif
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Petit actif
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Petit actif
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	AG	Petit actif
Hg2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	hg	Petit actif
Partie 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Petit actif
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Petit actif
Au +	Au++e-=Au	1,691	Au	Petit actif

Dans cette série de tensions, les valeurs des potentiels d'électrode de l'électrode à hydrogène dans les milieux acides (рН=0), neutres (рН=7), alcalins (рН=14) sont également données. La position d'un métal particulier dans une série de contraintes caractérise sa capacité aux interactions redox dans des solutions aqueuses dans des conditions standard. Les ions métalliques sont des agents oxydants et les métaux sont des agents réducteurs. Plus le métal est situé loin dans la série de tensions, plus l'agent oxydant dans une solution aqueuse est fort ses ions. Plus le métal est proche du début de la rangée, plus l'agent réducteur est fort.

Les métaux sont capables de se déplacer à partir de solutions salines. Le sens de la réaction est déterminé dans ce cas par leur position mutuelle dans la série des tensions. Il convient de garder à l'esprit que les métaux actifs déplacent l'hydrogène non seulement de l'eau, mais également de toute solution aqueuse. Par conséquent, le déplacement mutuel des métaux des solutions de leurs sels ne se produit que dans le cas des métaux situés dans la série de tensions après le magnésium.

Tous les métaux sont divisés en trois groupes conditionnels, ce qui est reflété dans le tableau suivant.

Tableau 3

Division conditionnelle des métaux

Interaction avec l'eau. L'agent oxydant dans l'eau est l'ion hydrogène. Par conséquent, seuls les métaux peuvent être oxydés par l'eau, dont les potentiels d'électrode standard sont inférieurs au potentiel des ions hydrogène dans l'eau. Elle dépend du pH du milieu et est

φ \u003d -0,059 pH.

Dans un environnement neutre (рН=7) φ = -0,41 V. La nature de l'interaction des métaux avec l'eau est présentée dans le tableau 4.

Les métaux du début de la série, ayant un potentiel bien plus négatif que -0,41 V, déplacent l'hydrogène de l'eau. Mais déjà le magnésium ne déplace l'hydrogène que de l'eau chaude. Normalement, les métaux situés entre le magnésium et le plomb ne déplacent pas l'hydrogène de l'eau. Des films d'oxyde se forment à la surface de ces métaux, qui ont un effet protecteur.

Tableau 4

Interaction des métaux avec l'eau en milieu neutre

Interaction des métaux avec l'acide chlorhydrique.

L'agent oxydant de l'acide chlorhydrique est l'ion hydrogène. Le potentiel d'électrode standard d'un ion hydrogène est zéro. Par conséquent, tous les métaux actifs et les métaux d'activité intermédiaire doivent réagir avec l'acide. Seul le plomb présente une passivation.

Tableau 5

L'interaction des métaux avec l'acide chlorhydrique

Le cuivre peut être dissous dans de l'acide chlorhydrique très concentré, malgré le fait qu'il appartient aux métaux peu actifs.

L'interaction des métaux avec l'acide sulfurique se produit différemment et dépend de sa concentration.

Réaction des métaux avec l'acide sulfurique dilué. L'interaction avec l'acide sulfurique dilué s'effectue de la même manière qu'avec l'acide chlorhydrique.

Tableau 6

Réaction des métaux avec l'acide sulfurique dilué

Dilué acide sulfurique s'oxyde avec son ion hydrogène. Il interagit avec les métaux dont les potentiels d'électrode sont inférieurs à ceux de l'hydrogène. Le plomb ne se dissout pas dans l'acide sulfurique à une concentration inférieure à 80%, car le sel PbSO 4 formé lors de l'interaction du plomb avec l'acide sulfurique est insoluble et crée un film protecteur à la surface du métal.

Interaction des métaux avec l'acide sulfurique concentré.

Dans l'acide sulfurique concentré, le soufre à l'état d'oxydation +6 agit comme un agent oxydant. Il fait partie de l'ion sulfate SO 4 2-. Par conséquent, l'acide concentré oxyde tous les métaux dont le potentiel d'électrode standard est inférieur à celui de l'agent oxydant. La valeur la plus élevée du potentiel d'électrode dans les procédés d'électrode impliquant l'ion sulfate en tant qu'agent oxydant est de 0,36 V. En conséquence, certains métaux peu actifs réagissent également avec l'acide sulfurique concentré.

Pour les métaux d'activité moyenne (Al, Fe), la passivation a lieu en raison de la formation de films d'oxyde denses. L'étain est oxydé à l'état tétravalent avec formation de sulfate d'étain (IV) :

Sn + 4 H 2 SO 4 (conc.) \u003d Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tableau 7

Interaction des métaux avec l'acide sulfurique concentré

Le plomb s'oxyde à l'état divalent avec formation d'hydrosulfate de plomb soluble. Le mercure se dissout dans l'acide sulfurique concentré chaud pour former des sulfates de mercure (I) et de mercure (II). Même l'argent se dissout dans l'acide sulfurique concentré bouillant.

Il convient de garder à l'esprit que plus le métal est actif, plus le degré de réduction de l'acide sulfurique est profond. Avec les métaux actifs, l'acide est réduit principalement en sulfure d'hydrogène, bien que d'autres produits soient également présents. Par exemple

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;

4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Interaction des métaux avec l'acide nitrique dilué.

Dans l'acide nitrique, l'azote à l'état d'oxydation +5 agit comme un agent oxydant. Valeur maximum le potentiel d'électrode pour l'ion nitrate d'un acide dilué en tant qu'agent oxydant est de 0,96 V. En raison d'une valeur aussi élevée, l'acide nitrique est un agent oxydant plus puissant que l'acide sulfurique. Cela ressort du fait que l'acide nitrique oxyde l'argent. Plus l'acide est réduit, plus le métal est actif et plus l'acide est dilué.

Tableau 8

Réaction des métaux avec l'acide nitrique dilué

Interaction des métaux avec l'acide nitrique concentré.

L'acide nitrique concentré est généralement réduit en dioxyde d'azote. L'interaction de l'acide nitrique concentré avec les métaux est présentée dans le tableau 9.

Lors de l'utilisation d'acide en déficit et sans agitation, les métaux actifs le réduisent en azote, et les métaux d'activité moyenne en monoxyde de carbone.

Tableau 9

Interaction de l'acide nitrique concentré avec les métaux

Interaction des métaux avec des solutions alcalines.

Les métaux ne peuvent pas être oxydés par les alcalis. Cela est dû au fait que les métaux alcalins sont de puissants agents réducteurs. Par conséquent, leurs ions sont les agents oxydants les plus faibles et ne présentent pas de propriétés oxydantes dans les solutions aqueuses. Cependant, en présence d'alcalis, l'effet oxydant de l'eau se manifeste davantage qu'en leur absence. Pour cette raison, dans les solutions alcalines, les métaux sont oxydés par l'eau pour former des hydroxydes et de l'hydrogène. Si l'oxyde et l'hydroxyde sont des composés amphotères, ils se dissoudront dans une solution alcaline. En conséquence, les métaux passifs dans l'eau pure interagissent vigoureusement avec les solutions alcalines.

Tableau 10

Interaction des métaux avec des solutions alcalines

Le processus de dissolution se présente sous la forme de deux étapes : l'oxydation du métal par l'eau et la dissolution de l'hydroxyde :

Zn + 2HOH \u003d Zn(OH) 2 ↓ + H 2;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.

Propriétés des métaux.

1. Propriétés fondamentales des métaux.

Les propriétés des métaux sont divisées en physiques, chimiques, mécaniques et technologiques.

Les propriétés physiques comprennent : la couleur, la gravité spécifique, la fusibilité, la conductivité électrique, les propriétés magnétiques, la conductivité thermique, la dilatation lorsqu'elle est chauffée.

Aux produits chimiques - oxydabilité, solubilité et résistance à la corrosion.

À la mécanique - résistance, dureté, élasticité, viscosité, plasticité.

À la technologie - trempabilité, fluidité, malléabilité, soudabilité, usinabilité.

1. Propriétés physiques et chimiques.

Couleur. Les métaux sont opaques, c'est-à-dire ne laissez pas passer la lumière, et dans cette lumière réfléchie, chaque métal a sa propre teinte - couleur particulière.

Parmi les métaux techniques, seuls le cuivre (rouge) et ses alliages sont colorés. La couleur des autres métaux va du gris acier au blanc argenté. Les films d'oxydes les plus minces à la surface des produits métalliques leur donnent des couleurs supplémentaires.

Gravité spécifique. Le poids d'un centimètre cube d'une substance, exprimé en grammes, est appelé gravité spécifique.

Selon la gravité spécifique, on distingue les métaux légers et les métaux lourds. Parmi les métaux techniques, le magnésium est le plus léger (gravité spécifique 1,74), le plus lourd est le tungstène (gravité spécifique 19,3). La gravité spécifique des métaux dépend dans une certaine mesure de la manière dont ils sont produits et traités.

Fusibilité. La capacité de passer d'un état solide à un état liquide lorsqu'il est chauffé est la propriété la plus importante des métaux. Lorsqu'ils sont chauffés, tous les métaux passent d'un état solide à un état liquide, et lorsqu'un métal fondu est refroidi, d'un état liquide à un état solide. Le point de fusion des alliages techniques n'a pas un point de fusion spécifique, mais une gamme de températures, parfois assez importante.

Conductivité électrique. La conductivité est le transfert d'électricité par des électrons libres. La conductivité électrique des métaux est des milliers de fois supérieure à la conductivité électrique des corps non métalliques. Lorsque la température augmente, la conductivité électrique des métaux diminue et lorsque la température diminue, elle augmente. À l'approche du zéro absolu (-273 0 С), la conductivité électrique des métaux varie de +232 0 (étain) à 3370 0 (tungstène) indéfiniment. La plupart des augmentations (la résistance tombe à près de zéro).

La conductivité électrique des alliages est toujours inférieure à la conductivité électrique de l'un des composants qui composent les alliages.

Propriétés magnétiques. Seuls trois métaux sont clairement magnétiques (ferromagnétiques) : le fer, le nickel et le cobalt, ainsi que certains de leurs alliages. Lorsqu'ils sont chauffés à certaines températures, ces métaux perdent également leurs propriétés magnétiques. Certains alliages de fer ne sont pas ferromagnétiques même à température ambiante. Tous les autres métaux sont divisés en paramagnétiques (attirés par des aimants) et diamagnétiques (repoussés par des aimants).

Conductivité thermique. La conductivité thermique est le transfert de chaleur dans un corps d'un endroit plus chaud à un endroit moins chauffé sans mouvement visible des particules de ce corps. La conductivité thermique élevée des métaux leur permet d'être chauffés et refroidis rapidement et uniformément.

Parmi les métaux techniques, le cuivre a la conductivité thermique la plus élevée. La conductivité thermique du fer est beaucoup plus faible et la conductivité thermique de l'acier varie en fonction de la teneur en composants qu'il contient. Lorsque la température augmente, la conductivité thermique diminue et lorsque la température diminue, elle augmente.

Capacité thermique. La capacité calorifique est la quantité de chaleur nécessaire pour élever de 10 la température d'un corps.

La capacité calorifique spécifique d'une substance est la quantité de chaleur en kilogrammes - calories, qui doit être rapportée à 1 kg d'une substance afin d'élever sa température de 1 0.

La capacité thermique spécifique des métaux par rapport à d'autres substances est faible, ce qui permet de les chauffer relativement facilement à des températures élevées.

Dilatation lorsqu'il est chauffé. Le rapport de l'augmentation de la longueur du corps lorsqu'il est chauffé de 1 0 à sa longueur d'origine est appelé coefficient de dilatation linéaire. Pour différents métaux, le coefficient de dilatation linéaire varie considérablement. Par exemple, le tungstène a un coefficient de dilatation linéaire de 4,0·10 -6 et le plomb de 29,5 ·10 -6 .

Résistance à la corrosion. La corrosion est la destruction d'un métal par son interaction chimique ou électrochimique avec environnement externe. Un exemple de corrosion est la rouille du fer.

La haute résistance à la corrosion (résistance à la corrosion) est une propriété naturelle importante de certains métaux : le platine, l'or et l'argent, c'est pourquoi ils sont appelés nobles. Le nickel et les autres métaux non ferreux résistent également bien à la corrosion. Les métaux ferreux se corrodent plus fortement et plus rapidement que les métaux non ferreux.

2. Propriétés mécaniques.

Force. La force d'un métal est sa capacité à résister à l'action de forces extérieures sans s'effondrer.

Dureté. La dureté est la capacité d'un corps à résister à la pénétration d'un autre corps plus solide.

Élasticité. L'élasticité d'un métal est sa propriété de restaurer sa forme après la fin de l'action des forces extérieures qui ont provoqué un changement de forme (déformation).

Viscosité. La ténacité est la capacité d'un métal à résister à des forces externes augmentant rapidement (chocs). La viscosité est la propriété opposée de la fragilité.

Plastique. La plasticité est la propriété d'un métal de se déformer sans destruction sous l'action de forces extérieures et de conserver nouvelle forme après la cessation du pouvoir. La plasticité est une propriété opposée à l'élasticité.

En tableau. 1 montre les propriétés des métaux techniques.

Tableau 1.

Propriétés des métaux techniques.

nom du métal	Gravité spécifique (densité) g \ cm 3	Point de fusion 0 С	Dureté Brinell	Résistance à la traction (résistance à la traction) kg \ mm 2	% d'extension relative	Contraction relative de la section %
Aluminium Tungstène Le fer Cobalt Magnésium Manganèse Cuivre Nickel Étain Conduire Chrome Zinc	2,7 19,3 7,87 8,9 1,74 7,44 8,84 8,9 7,3 11,34 7,14 7,14	658 3370 1530 1490 651 1242 1083 1452 232 327 1550 419	20-37 160 50 125 25 20 35 60 5-10 4-6 108 30-42	8-11 110 25-33 70 17-20 Fragile 22 40-50 2-4 1,8 Fragile 11,3-15	40 - 21-55 3 15 Fragile 60 40 40 50 Fragile 5-20	85 - 68-55 - 20 Fragile 75 70 74 100 Fragile -

3. Importance des propriétés des métaux.

Propriétés mécaniques. La première exigence pour tout produit est une résistance suffisante.

Les métaux ont une résistance plus élevée que les autres matériaux, de sorte que les pièces chargées des machines, des mécanismes et des structures sont généralement en métal.

De nombreux produits, en plus de la résistance générale, doivent également avoir des propriétés particulières caractéristiques du fonctionnement de ce produit. Par exemple, les outils de coupe doivent avoir une dureté élevée. Pour la fabrication d'autres outils de coupe, des aciers à outils et des alliages sont utilisés.

Pour la fabrication de ressorts et de ressorts, des aciers spéciaux et des alliages à haute élasticité sont utilisés.

Les métaux ductiles sont utilisés dans les cas où les pièces sont soumises à des charges de choc pendant le fonctionnement.

La plasticité des métaux permet de les transformer par pression (forgeage, laminage).

propriétés physiques. Dans la construction d'avions, d'automobiles et de voitures, le poids des pièces est souvent la caractéristique la plus importante, c'est pourquoi l'aluminium et surtout les alliages de magnésium sont ici indispensables. La résistance spécifique (le rapport de la résistance à la traction à la gravité spécifique) de certains alliages, tels que l'aluminium, est supérieure à celle de l'acier doux.

Fusibilité utilisé pour obtenir des pièces moulées en versant du métal en fusion dans des moules. Les métaux à bas point de fusion (tels que le plomb) sont utilisés comme moyen de trempe pour l'acier. Certains alliages complexes sont si basse température fusion qui se fond dans eau chaude. De tels alliages sont utilisés pour couler des matrices d'impression, dans des dispositifs servant à la protection contre les incendies.

Métaux à haute conductivité électrique(cuivre, aluminium) sont utilisés en génie électrique, pour la construction de lignes électriques et des alliages à haute résistance électrique - pour les lampes à incandescence, les radiateurs électriques.

Propriétés magnétiques les métaux jouent un rôle primordial dans l'électrotechnique (dynamos, moteurs, transformateurs), pour les appareils de communication (postes téléphoniques et télégraphiques) et sont utilisés dans de nombreux autres types de machines et d'appareils.

Conductivité thermique métaux permet de produire leurs propriétés physiques. La conductivité thermique est également utilisée dans la production de brasage et de soudage de métaux.

Certains alliages métalliques ont coefficient de dilatation linéaire, proche de zéro ; ces alliages sont utilisés pour la fabrication d'instruments de précision, de tubes radio. La dilatation des métaux doit être prise en compte lors de la construction de structures longues telles que des ponts. Il convient également de garder à l'esprit que deux pièces en métal avec des coefficients de dilatation différents et fixées ensemble peuvent se plier et même se casser lorsqu'elles sont chauffées.

Propriétés chimiques. La résistance à la corrosion est particulièrement importante pour les produits fonctionnant dans des environnements fortement oxydants (grilles de grille, pièces de machines et appareils chimiques). Pour obtenir une résistance élevée à la corrosion, des aciers spéciaux inoxydables, résistants aux acides et à la chaleur sont produits, et des revêtements de protection sont également utilisés.

INTERACTION DES MÉTAUX AVEC LES NON-MÉTAUX

Les non-métaux présentent des propriétés oxydantes dans les réactions avec les métaux, en acceptant les électrons de ceux-ci et en les récupérant.

Interaction avec les halogènes

Halogènes (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) sont des agents oxydants puissants, par conséquent, tous les métaux interagissent avec eux dans des conditions normales :

2Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

Le produit de cette réaction est un sel d'halogénure métallique ( MeF n -fluorure, MeCl n -chlorure, MeBr n -bromure, MeI n -iodure). Lors de l'interaction avec un métal, l'halogène est réduit à l'état d'oxydation le plus bas (-1), etnégal à l'état d'oxydation du métal.

La vitesse de réaction dépend de l'activité chimique du métal et de l'halogène. L'activité oxydante des halogènes diminue dans le groupe de haut en bas (de F à I).

Interaction avec l'oxygène

L'oxygène oxyde presque tous les métaux (sauf Ag, Au, Pt ), entraînant la formation d'oxydes Moi 2 O n .

métaux actifs interagissent facilement avec l'oxygène atmosphérique dans des conditions normales.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (avec flash)

Métaux d'activité intermédiaire réagissent également avec l'oxygène à température ordinaire. Mais la vitesse d'une telle réaction est nettement inférieure à celle avec la participation de métaux actifs.

Métaux inactifs oxydé par l'oxygène lorsqu'il est chauffé (combustion dans l'oxygène).

oxydes Les propriétés chimiques des métaux peuvent être divisées en trois groupes :

1. Oxydes basiques ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O etc.) sont formés de métaux dans des états d'oxydation bas (+1, +2, en règle générale, inférieurs à +4). Les oxydes basiques interagissent avec les oxydes acides et les acides pour former des sels :

CaO + CO2 → CaCO3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Oxydes acides ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 etc.) sont formés par des métaux dans des états d'oxydation élevés (en règle générale, au-dessus de +4). Les oxydes acides interagissent avec les oxydes basiques et les bases pour former des sels :

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Oxydes amphotères ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 etc.) ont une double nature et peuvent interagir à la fois avec les acides et les bases :

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr2O3 + 6NaOH → 2Na3

Interaction avec le soufre

Tous les métaux interagissent avec le soufre (sauf Au ), formant des sels - sulfures Moi 2 S n . Dans ce cas, le soufre est réduit à l'état d'oxydation "-2". Platine ( Pt ) n'interagit avec le soufre que dans un état finement divisé. les métaux alcalins et Ca et Mg réagir avec le soufre lorsqu'il est chauffé avec une explosion. Zn, Al (poudre) et Mg en réaction avec le soufre donne un éclair. Dans le sens de gauche à droite dans la série d'activités, le taux d'interaction des métaux avec le soufre diminue.

Interaction avec l'hydrogène

Avec l'hydrogène, certains métaux actifs forment des composés - hydrures :

2 Na + H 2 → 2 NaH

Dans ces composés, l'hydrogène est dans son état d'oxydation rare "-1".

E.A. Nudnova, M.V. Andriukhova

Propriétés chimiques des métaux : interaction avec l'oxygène, les halogènes, le soufre et relation avec l'eau, les acides, les sels.

Les propriétés chimiques des métaux sont dues à la capacité de leurs atomes à donner facilement des électrons à partir d'un niveau d'énergie externe, se transformant en ions chargés positivement. Ainsi, dans les réactions chimiques, les métaux agissent comme des réducteurs énergétiques. C'est leur principale propriété chimique commune.

La capacité de donner des électrons dans les atomes d'éléments métalliques individuels est différente. Plus un métal cède facilement ses électrons, plus il est actif et plus il réagit vigoureusement avec d'autres substances. Sur la base de la recherche, tous les métaux ont été classés dans une rangée en fonction de leur activité décroissante. Cette série a été proposée pour la première fois par le scientifique exceptionnel N. N. Beketov. Une telle série d'activités de métaux est également appelée série de déplacements de métaux ou série électrochimique de tensions métalliques. Il ressemble à ceci :

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Рt, Au

En utilisant cette série, vous pouvez découvrir quel métal est l'actif de l'autre. Cette série contient de l'hydrogène, qui n'est pas un métal. Ses propriétés visibles sont prises pour comparaison comme une sorte de zéro.

Ayant les propriétés d'agents réducteurs, les métaux réagissent avec divers agents oxydants, principalement avec des non-métaux. Les métaux réagissent avec l'oxygène dans des conditions normales ou lorsqu'ils sont chauffés pour former des oxydes, par exemple :

2Mg0 + O02 = 2Mg+2O-2

Dans cette réaction, les atomes de magnésium sont oxydés et les atomes d'oxygène sont réduits. Les métaux nobles en fin de rangée réagissent avec l'oxygène. Des réactions avec les halogènes se produisent activement, par exemple la combustion du cuivre dans le chlore :

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Les réactions avec le soufre se produisent le plus souvent lorsqu'il est chauffé, par exemple :

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Les métaux actifs de la série d'activité des métaux dans Mg réagissent avec l'eau pour former des alcalis et de l'hydrogène :

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Les métaux d'activité moyenne de Al à H2 réagissent avec l'eau dans des conditions plus sévères et forment des oxydes et de l'hydrogène :

Pb0 + H+2O Propriétés chimiques des métaux : interaction avec l'oxygène Pb+2O + H02.

La capacité d'un métal à réagir avec les acides et les sels en solution dépend également de sa position dans la série de déplacement des métaux. Les métaux à gauche de l'hydrogène dans la série de déplacement des métaux déplacent (réduisent) généralement l'hydrogène des acides dilués, et les métaux à droite de l'hydrogène ne le déplacent pas. Ainsi, le zinc et le magnésium réagissent avec les solutions acides, libérant de l'hydrogène et formant des sels, tandis que le cuivre ne réagit pas.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Les atomes métalliques dans ces réactions sont des agents réducteurs et les ions hydrogène sont des agents oxydants.

Les métaux réagissent avec les sels dans les solutions aqueuses. Les métaux actifs déplacent les métaux moins actifs de la composition des sels. Cela peut être déterminé à partir de la série d'activité des métaux. Les produits de la réaction sont un nouveau sel et un nouveau métal. Ainsi, si une plaque de fer est immergée dans une solution de sulfate de cuivre (II), après un certain temps, le cuivre se détachera dessus sous la forme d'un revêtement rouge:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0 .

Mais si une plaque d'argent est immergée dans une solution de sulfate de cuivre (II), aucune réaction ne se produira :

Ag + CuSO4 ≠ .

Pour réaliser de telles réactions, il ne faut pas prendre de métaux trop actifs (du lithium au sodium), capables de réagir avec l'eau.

Par conséquent, les métaux peuvent réagir avec les non-métaux, l'eau, les acides et les sels. Dans tous ces cas, les métaux sont oxydés et sont des réducteurs. Prédire le débit réactions chimiques avec la participation des métaux, une série de déplacements de métaux doit être utilisée.