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

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

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

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

2Mg + O2 = t2MgO.

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

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

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

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

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

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, lors du passage de vapeur d'eau sur de la limaille de fer chaude, la réaction suivante se produit :

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

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

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

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

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Conférence 11. Propriétés chimiques les métaux

Interaction des métaux avec des agents oxydants simples. Le rapport des métaux à l'eau, aux 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 tableau périodique de la diagonale tirée du bore à l'astatine. DANS substances simples Dans ces éléments, une liaison métallique est réalisée. Les atomes métalliques ont peu d'électrons dans la couche électronique externe, au nombre de 1, 2 ou 3. Les métaux présentent des propriétés électropositives et ont une faible électronégativité, inférieure à deux.

Les métaux sont inhérents traits caractéristiques. Ce sont des substances solides, plus lourdes 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'influence de divers influences extérieures: irradiation lumineuse, lors de l'échauffement, lors de la rupture (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. Considérons le rapport entre les métaux et les agents oxydants typiques, qui comprennent des substances simples - non-métaux, eau, acides. Le tableau 1 fournit des informations sur le rapport entre les métaux et les agents oxydants simples.

Tableau 1

Rapport métaux/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 au moment initial, forment 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. Par rapport à l'oxygène, tous les métaux, mais seulement un certain nombre, 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 série de potentiels redox standard, on distingue une série de tensions métalliques, répertoriées dans le tableau 2.

Tableau 2

Gamme de métaux de tension

Oxydant	Équation du 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
MG 2+	Mg 2+ +2 e - = 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
Mn 2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	Épouser. activité
Cr 2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Cr	Épouser. activité
H2O	2H 2 O+ 2e - =H 2 +2OH -	-0,826	H2, pH=14	Épouser. activité
Zn2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	Épouser. activité
Cr 3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Cr	Épouser. activité
Fe 2+	Fe 2+ + e - = Fe	-0,440	Fe	Épouser. activité
H2O	2H 2 O + e - = 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 - = Co	-0,227	Co	Épouser. activité
Ni 2+	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
Fe 3+	Fe 3+ +3e - = Fe	-0,036	Fe	Épouser. activité
H+	2H + + 2e - =H 2		H 2 , pH=0	Épouser. activité
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Faible actif
Cu 2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Faible actif
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Faible actif
Hg2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg2	Faible actif
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Faible actif
Hg 2+	Hg 2+ +2e - = Hg	0,854	Hg	Faible actif
Partie 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Faible actif
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Faible actif
Au+	Au + + e - = Au	1,691	Au	Faible actif

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

Les métaux sont capables de se déplacer les uns les autres à partir des solutions salines. La direction de la réaction est déterminée par leur position relative dans la série de contraintes. 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 de métaux situés dans la série de contraintes après le magnésium.

Tous les métaux sont divisés en trois groupes conditionnels, comme indiqué dans le tableau suivant.

Tableau 3

Division conventionnelle des métaux

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

φ = -0,059рН.

Dans un environnement neutre (pH=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 nettement supérieur à -0,41 V, déplacent l'hydrogène de l'eau. Mais le magnésium déplace l'hydrogène uniquement de l'eau chaude. En règle générale, 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 dans un environnement 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 nul. Par conséquent, tous les métaux actifs et intermédiaires doivent réagir avec l’acide. La passivation ne se produit que pour le plomb.

Tableau 5

Interaction des métaux avec l'acide chlorhydrique

Le cuivre peut être dissous dans de l’acide chlorhydrique très concentré, bien qu’il s’agisse d’un métal peu actif.

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

Interaction 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 de 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 sur la surface métallique.

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 processus d'électrode impliquant l'ion sulfate comme 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 se produit en raison de la formation de films d'oxydes denses. L'étain est oxydé à l'état tétravalent pour former du sulfate d'étain (IV) :

Sn + 4 H 2 SO 4 (conc.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tableau 7

Réaction des métaux avec l'acide sulfurique concentré

Le plomb est oxydé à l’état divalent pour former de l’hydrogénosulfate 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 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

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

4Zn +5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 = 4ZnSO 4 +H 2 S +4H 2 O.

Interaction des métaux avec l'acide nitrique dilué.

Dans l'acide nitrique, l'azote agit comme agent oxydant à l'état d'oxydation +5. 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 de cette valeur 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 le métal est actif et plus l’acide est dilué, plus l’acide est réduit profondément.

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.

Lorsqu'on utilise l'acide en carence et sans agitation, les métaux actifs le réduisent en azote, et les métaux d'activité moyenne en monoxyde de carbone.

Tableau 9

Réaction 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. De ce fait, 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 est représenté en deux étapes : oxydation du métal avec de l'eau et dissolution de l'hydroxyde :

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

Propriétés des métaux.

1. Propriétés fondamentales des métaux.

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

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

Les propriétés chimiques comprennent l'oxydation, la solubilité et la résistance à la corrosion.

Mécanique - résistance, dureté, élasticité, viscosité, plasticité.

Les technologies incluent la trempabilité, la fluidité, la malléabilité, la soudabilité et l'usinabilité.

1. Propriétés physiques et chimiques.

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

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

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

En fonction de leur densité, on distingue les métaux légers et les métaux lourds. Parmi les métaux techniques, le plus léger est le magnésium (densité spécifique 1,74), le plus lourd est le tungstène (densité spécifique 19,3). La densité des métaux dépend dans une certaine mesure de la méthode de production et de transformation.

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

Conductivité électrique. La conductivité électrique implique le transfert d'électricité par des électrons libres. La conductivité électrique des métaux est des milliers de fois supérieure à celle des corps non métalliques. À mesure que la température augmente, la conductivité électrique des métaux diminue et, à mesure qu'elle diminue, elle augmente. À l'approche du zéro absolu (- 273 0 C), la conductivité électrique des métaux infinis varie de +232 0 (étain) à 3370 0 (tungstène). La plupart augmentent (la résistance tombe à presque 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 les aimants) et diamagnétiques (repoussés par les aimants).

Conductivité thermique. La conductivité thermique est le transfert de chaleur dans un corps d'un endroit plus chauffé vers 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 possède la conductivité thermique la plus élevée. La conductivité thermique du fer est beaucoup plus faible et celle de l'acier varie en fonction de la teneur en composants qu'il contient. À mesure que la température augmente, la conductivité thermique diminue et à mesure que la température diminue, elle augmente.

Capacité thermique. La capacité thermique est la quantité de chaleur nécessaire pour augmenter la température corporelle de 1 0 .

La capacité thermique spécifique d'une substance est la quantité de chaleur en kilogrammes - calories qui doivent être transmises à 1 kg d'une substance afin d'augmenter sa température de 1 0.

La capacité thermique spécifique des métaux est faible par rapport à d’autres substances, ce qui rend relativement facile leur chauffage à des températures élevées.

Extensibilité lorsqu'il est chauffé. Le rapport de l'augmentation de la longueur d'un 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 du métal due à 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 aux forces extérieures sans se briser.

Dureté. La dureté est la capacité d’un corps à résister à la pénétration d’un autre corps plus dur.

Élasticité. L'élasticité d'un métal est sa capacité à retrouver sa forme après la cessation de l'action de 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 (d'impact) qui augmentent rapidement. 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'influence de forces extérieures et de conserver nouvel uniforme après que la force cesse. La plasticité est la propriété opposée de l'élasticité.

Dans le tableau 1 montre les propriétés des métaux techniques.

Tableau 1.

Propriétés des métaux techniques.

Nom du métal	Densité spécifique (densité) g/cm 3	Point de fusion 0°C	Dureté Brinell	Résistance à la traction (résistance temporaire) kg\mm 2	Extension relative %	Rétrécissement relatif de la section transversale %
Aluminium Tungstène Fer Cobalt Magnésium Manganèse Cuivre Nickel Étain Plomb 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. L'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, c'est pourquoi les parties chargées des machines, des mécanismes et des structures sont généralement constituées de métaux.

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. Les aciers et alliages à outils sont utilisés pour la fabrication d’autres outils de coupe.

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

Les métaux visqueux sont utilisés dans les cas où les pièces sont soumises à des chocs pendant le fonctionnement.

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

Propriétés physiques. Dans la construction aéronautique, automobile et automobile, le poids des pièces est souvent la caractéristique la plus importante, c'est pourquoi les alliages d'aluminium et surtout de magnésium sont ici irremplaçables. La résistance spécifique (le rapport entre la résistance à la traction et la densité spécifique) pour certains alliages, comme l'aluminium, est plus élevée que pour l'acier doux.

Fusibilité utilisé pour produire des pièces moulées en versant du métal en fusion dans des moules. Les métaux à faible point de fusion (par exemple le plomb) sont utilisés comme agent de trempe pour l'acier. Certains alliages complexes ont de tels basse température fondant qui se fond dans eau chaude. De tels alliages sont utilisés pour couler des matrices typographiques et dans les dispositifs de protection contre les incendies.

Métaux à haute teneur conductivité électrique(cuivre, aluminium) sont utilisés en électrotechnique, pour la construction de lignes électriques, et les alliages à haute résistance électrique sont utilisés pour les lampes à incandescence et les appareils de chauffage électriques.

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

Conductivité thermique les métaux permettent de produire leurs propriétés physiques. La conductivité thermique est également utilisée dans le brasage et le soudage des métaux.

Certains alliages métalliques ont coefficient de dilatation linéaire, proche de zéro ; De tels alliages sont utilisés pour la fabrication d'instruments de précision et de tubes radio. La dilatation des métaux doit être prise en compte lors de la construction de structures longues telles que des ponts. Il faut également tenir compte du fait que deux pièces constituées de métaux ayant des coefficients de dilatation différents et fixées ensemble peuvent se plier et même se briser lorsqu'elles sont chauffées.

Propriétés chimiques. La résistance à la corrosion est particulièrement importante pour les produits fonctionnant dans des environnements fortement oxydants (grilles, pièces de machines et instruments 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 DES NON-MÉTAUX

Les non-métaux présentent des propriétés oxydantes dans les réactions avec les métaux, acceptant leurs électrons et étant réduits.

Interaction avec les halogènes

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

2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

Le produit de cette réaction est un sel - un 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 son 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

Presque tous les métaux sont oxydés par l'oxygène (sauf Ag, Au, Pt ), et des oxydes se forment Moi 2 O n .

Métaux actifs Dans des conditions normales, ils interagissent facilement avec l’oxygène de l’air.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (avec flash)

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

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

Oxydes Les métaux peuvent être divisés en trois groupes selon leurs propriétés chimiques :

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 faibles (+1, +2, généralement inférieurs à +4). Les oxydes basiques réagissent 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 de métaux dans des états d’oxydation élevés (généralement supérieurs à +4). Les oxydes acides réagissent 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 aussi bien avec les acides qu’avec 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 réagissent avec le soufre (sauf Au ), formant des sels - sulfures Moi 2 S n . Dans ce cas, le soufre est réduit au degré d'oxydation «-2». Platine ( Pt ) n'interagit avec le soufre que sous une forme finement broyée. Les métaux alcalins, ainsi que Ca et Mg réagir de manière explosive avec le soufre lorsqu'il est chauffé. Zn, Al (en poudre) et Mg en réaction avec le soufre, ils donnent un éclair. De gauche à droite dans la série d'activités, le taux d'interaction des métaux avec le soufre diminue.

Interaction avec l'hydrogène

Certains métaux actifs forment des composés avec l'hydrogène - hydrures :

2 Na + H 2 → 2 NaH

Dans ces composés, l’hydrogène est dans un état d’oxydation rare de « -1 ».

E.A. Nudnova, M.V. Andrioukhova

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

Les propriétés chimiques des métaux sont déterminées par la capacité de leurs atomes à abandonner facilement les électrons d'un niveau d'énergie externe, se transformant en ions chargés positivement. Ainsi, dans les réactions chimiques, les métaux se révèlent être des agents réducteurs énergétiques. C'est leur principale propriété chimique commune.

La capacité de donner des électrons varie selon les atomes des éléments métalliques individuels. Plus un métal cède facilement ses électrons, plus il est actif et plus il réagit vigoureusement avec d’autres substances. Sur la base de recherches, tous les métaux ont été classés par ordre d’activité décroissante. Cette série a été proposée pour la première fois par l'éminent scientifique N. N. Beketov. Cette série d’activités des métaux est également appelée série de déplacement des métaux ou série électrochimique des tensions métalliques. Cela ressemble à ceci :

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

A l'aide de cette série, vous pourrez découvrir quel métal est actif dans un autre. Cette série contient de l'hydrogène, qui n'est pas un métal. Ses propriétés visibles sont prises à des fins de comparaison comme une sorte de zéro.

Ayant les propriétés d'agents réducteurs, les métaux réagissent avec divers agents oxydants, principalement avec les 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 série 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'activités 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 dans la rangée de métaux de déplacement à gauche de l'hydrogène déplacent (réduisent) généralement l'hydrogène des acides dilués, tandis que les métaux situés 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, mais 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 remplacent les métaux moins actifs de la composition des sels. Cela peut être déterminé par la série d’activités des métaux. Les produits de 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, du cuivre y sera libéré 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, on ne peut pas utiliser de métaux trop actifs (du lithium au sodium) pouvant réagir avec l'eau.

Par conséquent, les métaux sont capables de réagir avec les non-métaux, l’eau, les acides et les sels. Dans tous ces cas, les métaux sont oxydés et sont des agents réducteurs. Pour prédire le courant réactions chimiques avec la participation de métaux, une série de déplacements de métaux doit être utilisée.