Metale aktywne. Metale aktywne Seria aktywności tabeli metali zakończona

Jakie informacje można uzyskać z szeregu napięć?

Szeroko stosowane są różne napięcia metali chemia nieorganiczna. W szczególności wyniki wielu reakcji, a nawet możliwość ich realizacji zależą od pozycji określonego metalu w NER. Omówmy to zagadnienie bardziej szczegółowo.

Oddziaływanie metali z kwasami

Metale znajdujące się w szeregu napięcia na lewo od wodoru reagują z kwasami - środkami nieutleniającymi. Metale znajdujące się w NER na prawo od H oddziałują tylko z kwasami utleniającymi (w szczególności z HNO 3 i stężonym H 2 SO 4).

Przykład 1. Cynk znajduje się w NER na lewo od wodoru, dlatego może reagować z prawie wszystkimi kwasami:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Przykład 2. Miedź znajduje się w europejskiej sieci referencyjnej na prawo od H; metal ten nie reaguje ze „zwykłymi” kwasami (HCl, H 3 PO 4, HBr, kwasy organiczne), ale oddziałuje z kwasami utleniającymi (azotowy, stężony siarkowy):

Cu + 4HNO 3 (stęż.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Chciałbym zwrócić uwagę na ważny punkt: podczas interakcji metali z kwasami utleniającymi nie wydziela się wodór, ale niektóre inne związki. Możesz przeczytać więcej na ten temat!

Oddziaływanie metali z wodą

Metale znajdujące się w szeregu napięcia na lewo od Mg łatwo reagują z wodą już o temperaturze temperatura pokojowa z uwolnieniem wodoru i utworzeniem roztworu alkalicznego.

Przykład 3. Sód, potas, wapń łatwo rozpuszczają się w wodzie, tworząc roztwór alkaliczny:

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

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Metale znajdujące się w zakresie napięć od wodoru do magnezu (włącznie) w niektórych przypadkach wchodzą w interakcję z wodą, ale reakcje wymagają określonych warunków. Na przykład aluminium i magnez zaczynają oddziaływać z H 2 O dopiero po usunięciu warstwy tlenku z powierzchni metalu. Żelazo nie reaguje z wodą w temperaturze pokojowej, ale reaguje z parą wodną. Kobalt, nikiel, cyna i ołów praktycznie nie oddziałują z H 2 O, nie tylko w temperaturze pokojowej, ale także po podgrzaniu.

Metale znajdujące się po prawej stronie ERN (srebro, złoto, platyna) w żadnych warunkach nie reagują z wodą.

Oddziaływanie metali z wodnymi roztworami soli

Porozmawiamy o reakcjach następującego typu:

metal (*) + sól metalu (**) = metal (**) + sól metalu (*)

Chciałbym podkreślić, że gwiazdki w tym przypadku nie wskazują stopnia utlenienia ani wartościowości metalu, ale po prostu pozwalają rozróżnić metal nr 1 i metal nr 2.

Aby przeprowadzić taką reakcję, muszą zostać spełnione jednocześnie trzy warunki:

1. sole biorące udział w procesie muszą być rozpuszczone w wodzie (można to łatwo sprawdzić korzystając z tabeli rozpuszczalności);
2. metal (*) musi znajdować się w szeregu naprężeń po lewej stronie metalu (**);
3. metal (*) nie powinien reagować z wodą (co również można łatwo sprawdzić za pomocą ESI).

Przykład 4. Przyjrzyjmy się kilku reakcjom:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Pierwsza reakcja jest łatwa do przeprowadzenia, wszystkie powyższe warunki są spełnione: siarczan miedzi jest rozpuszczalny w wodzie, cynk znajduje się w NER na lewo od miedzi, Zn nie reaguje z wodą.

Druga reakcja jest niemożliwa, ponieważ nie jest spełniony pierwszy warunek (siarczek miedzi(II) jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie). Trzecia reakcja nie jest możliwa, ponieważ ołów jest metalem mniej aktywnym niż żelazo (znajduje się po prawej stronie w ESR). Wreszcie czwarty proces NIE spowoduje wytrącania się niklu, ponieważ potas reaguje z wodą; powstały wodorotlenek potasu może reagować z roztworem soli, ale jest to zupełnie inny proces.

Proces rozkładu termicznego azotanów

Przypomnę, że azotany to sole kwasu azotowego. Wszystkie azotany rozkładają się po podgrzaniu, ale skład produktów rozkładu może się różnić. Skład zależy od położenia metalu w szeregu naprężeń.

Azotany metali znajdujące się w NER na lewo od magnezu po podgrzaniu tworzą odpowiedni azotyn i tlen:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Podczas termicznego rozkładu azotanów metali znajdujących się w zakresie napięć od Mg do Cu włącznie powstają tlenek metalu, NO 2 i tlen:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Wreszcie podczas rozkładu azotanów najmniej aktywnych metali (zlokalizowanych w ERN na prawo od miedzi) powstają metale, dwutlenek azotu i tlen.

Metale, które łatwo reagują, nazywane są metalami aktywnymi. Należą do nich metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych i aluminium.

Pozycja w układzie okresowym

Właściwości metaliczne pierwiastków maleją od lewej do prawej w układzie okresowym. Dlatego za najbardziej aktywne uważa się elementy z grup I i ​​II.

Ryż. 1. Metale aktywne w układzie okresowym.

Wszystkie metale są czynnikami redukującymi i łatwo rozstają się z elektronami na zewnętrznym poziomie energii. Metale aktywne mają tylko jeden lub dwa elektrony walencyjne. W której właściwości metaliczne nasilają się od góry do dołu wraz ze wzrostem liczby poziomów energii, ponieważ Im dalej elektron znajduje się od jądra atomu, tym łatwiej jest go oddzielić.

Za najbardziej aktywne uważa się metale alkaliczne:

• lit;
• sód;
• potas;
• rubid;
• cez;
• Francuski

Metale ziem alkalicznych obejmują:

• beryl;
• magnez;
• wapń;
• stront;
• bar;
• rad.

Stopień aktywności metalu można określić za pomocą szeregu elektrochemicznego napięć metalu. Im dalej na lewo od wodoru znajduje się pierwiastek, tym jest on bardziej aktywny. Metale na prawo od wodoru są nieaktywne i mogą reagować tylko ze stężonymi kwasami.

Ryż. 2. Seria elektrochemiczna naprężenia metali.

Na liście metali aktywnych w chemii znajduje się także aluminium, znajdujące się w grupie III i na lewo od wodoru. Aluminium jednak znajduje się na pograniczu metali aktywnych i średnioaktywnych i w normalnych warunkach nie reaguje z niektórymi substancjami.

Nieruchomości

Metale aktywne są miękkie (można je ciąć nożem), lekkie i mają niską temperaturę topnienia.

Podstawowy Właściwości chemiczne metale przedstawiono w tabeli.

Metale aktywne łatwo reagują, dlatego w przyrodzie występują tylko w mieszaninach - minerałach, skałach.

Ryż. 3. Minerały i czyste metale.

Czego się nauczyliśmy?

Do metali aktywnych zaliczają się pierwiastki z grupy I i II - metale alkaliczne i ziem alkalicznych, a także aluminium. O ich aktywności decyduje budowa atomu – kilka elektronów łatwo oddziela się od części zewnętrznej poziom energii. Są to miękkie metale lekkie, które szybko reagują z prostymi i substancje złożone, tworząc tlenki, wodorotlenki, sole. Aluminium jest bliżej wodoru i wymaga reakcji z substancjami dodatkowe warunki- wysokie temperatury, zniszczenie filmu tlenkowego.

Testuj w temacie

Ocena raportu

Średnia ocena: 4.4. Łączna liczba otrzymanych ocen: 388.

Jeśli z całego szeregu standardowych potencjałów elektrod wybierzemy tylko te procesy elektrodowe, które odpowiadają równaniu ogólnemu

wtedy otrzymujemy serię naprężeń metalowych. Oprócz metali ta seria zawsze będzie zawierać wodór, co pozwala zobaczyć, które metale są w stanie wyprzeć wodór z wodnych roztworów kwasów.

Tabela 19. Szeregi naprężeń metalu

W tabeli podano liczbę naprężeń dla najważniejszych metali. 19. Pozycja konkretnego metalu w szeregu naprężeń charakteryzuje jego zdolność do poddawania się oddziaływaniom redoks w roztwory wodne w standardowych warunkach. Jony metali są utleniaczami, a metale w postaci proste substancje- środki redukujące. Co więcej, im dalej metal znajduje się w szeregu napięć, tym silniejszym utleniaczem w roztworze wodnym są jego jony i odwrotnie, im bliżej początku szeregu znajduje się metal, tym silniejsze są właściwości redukujące prostego substancja – metal.

Potencjał procesowy elektrody

w środowisku neutralnym jest równy B (patrz strona 273). Metale aktywne na początku szeregu, posiadające potencjał znacznie większy od -0,41 V, wypierają wodór z wody. Magnez wypiera wodór jedynie z gorącej wody. Metale znajdujące się pomiędzy magnezem a kadmem na ogół nie wypierają wodoru z wody. Na powierzchni tych metali tworzą się filmy tlenkowe, które mają działanie ochronne.

Metale znajdujące się pomiędzy magnezem i wodorem wypierają wodór z roztworów kwasowych. Jednocześnie na powierzchni niektórych metali tworzą się również filmy ochronne, hamujące reakcję. Zatem warstwa tlenku na aluminium sprawia, że ​​metal ten jest stabilny nie tylko w wodzie, ale także w roztworach niektórych kwasów. Ołów nie rozpuszcza się w kwasie siarkowym w stężeniu poniżej, ponieważ sól powstająca w wyniku reakcji ołowiu z kwasem siarkowym jest nierozpuszczalna i tworzy warstwę ochronną na powierzchni metalu. Zjawisko głębokiego hamowania utleniania metalu, w wyniku obecności na jego powierzchni ochronnych warstw tlenku lub soli, nazywa się pasywnością, a stan metalu w tym przypadku nazywany jest stanem pasywnym.

Metale mają zdolność wzajemnego wypierania się z roztworów soli. Kierunek reakcji wyznacza ich względne położenie w szeregu naprężeń. Rozważając konkretne przypadki takich reakcji, należy pamiętać, że metale aktywne wypierają wodór nie tylko z wody, ale także z dowolnego roztworu wodnego. Zatem wzajemne wypieranie metali z roztworów ich soli praktycznie zachodzi tylko w przypadku metali znajdujących się w szeregu po magnezie.

Beketow jako pierwszy szczegółowo zbadał wypieranie metali z ich związków przez inne metale. W wyniku swojej pracy uporządkował metale według ich aktywności chemicznej w szereg przemieszczeń, będący prototypem szeregu naprężeń metalicznych.

Względna pozycja niektórych metali w szeregu naprężeń i w układzie okresowym na pierwszy rzut oka nie odpowiada sobie. Na przykład, zgodnie z pozycją w układzie okresowym, aktywność chemiczna potasu powinna być większa niż sodu, a sodu - większa niż litu. W szeregu napięć najbardziej aktywny jest lit, a potas zajmuje środkową pozycję między litem i sodem. Cynk i miedź, zgodnie z ich pozycją w układzie okresowym, powinny mieć w przybliżeniu taką samą aktywność chemiczną, ale w szeregu napięciowym cynk znajduje się znacznie wcześniej niż miedź. Przyczyna tego rodzaju niespójności jest następująca.

Porównując metale zajmujące tę lub inną pozycję w układzie okresowym, energię jonizacji wolnych atomów przyjmuje się jako miarę ich aktywności chemicznej - zdolności redukcyjnej. Rzeczywiście, podczas poruszania się na przykład od góry do dołu wzdłuż głównej podgrupy grupy I układ okresowy energia jonizacji atomów maleje, co wiąże się ze wzrostem ich promieni (tj. wraz z większą odległością elektronów zewnętrznych od jądra) oraz ze wzrostem ekranowania ładunku dodatniego jądra przez pośrednie warstwy elektronowe (patrz § 31) . Dlatego atomy potasu wykazują większą aktywność chemiczną – mają silniejsze właściwości redukujące – niż atomy sodu, a atomy sodu wykazują większą aktywność niż atomy litu.

Porównując metale w szeregu napięć, za miarę aktywności chemicznej przyjmuje się pracę polegającą na przekształceniu metalu w stanie stałym w uwodnione jony w roztworze wodnym. Pracę tę można przedstawić jako sumę trzech terminów: energia atomizacji - przemiana kryształu metalu w izolowane atomy, energia jonizacji wolnych atomów metalu i energia hydratacji powstałych jonów. Energia atomizacji charakteryzuje wytrzymałość sieci krystalicznej danego metalu. Energia jonizacji atomów - usunięcia z nich elektronów walencyjnych - jest bezpośrednio określona przez położenie metalu w układzie okresowym. Energia uwalniana podczas nawodnienia zależy od struktura elektroniczna jon, jego ładunek i promień.

Jony litu i potasu, mające ten sam ładunek, ale różne promienie, spowodują nierówność pola elektryczne. Pole generowane w pobliżu małych jonów litu będzie silniejsze niż pole w pobliżu dużych jonów potasu. Wynika z tego jasno, że jony litu uwodnią się wraz z uwolnieniem większej ilości energii niż jony potasu.

Zatem podczas rozważanej przemiany energia jest zużywana na atomizację i jonizację, a energia jest uwalniana podczas hydratacji. Im mniejsze całkowite zużycie energii, tym łatwiej będzie cały proces i im bliżej początku szeregu naprężeń będzie zlokalizowany dany metal. Ale z trzech składników ogólnego bilansu energetycznego tylko jeden - energia jonizacji - jest bezpośrednio określona przez położenie metalu w układzie okresowym. W związku z tym nie ma powodu oczekiwać, że względna pozycja niektórych metali w szeregu naprężeń będzie zawsze odpowiadać ich pozycji w układzie okresowym. Zatem w przypadku litu całkowite zużycie energii okazuje się mniejsze niż w przypadku potasu, zgodnie z którym w szeregu napięcia lit jest przed potasem.

W przypadku miedzi i cynku wydatki energetyczne na jonizację wolnych atomów i przyrost energii podczas hydratacji jonów są zbliżone. Ale metaliczna miedź tworzy mocniejszą substancję sieci krystalicznej, niż cynk, jak widać z porównania temperatur topnienia tych metali: cynk topi się w , a miedź tylko w . Dlatego też energia zużywana na atomizację tych metali jest znacząco różna, w efekcie czego całkowite koszty energii dla całego procesu w przypadku miedzi są znacznie większe niż w przypadku cynku, co wyjaśnia względne położenie tych metali metale w szeregu naprężeń.

Podczas przechodzenia z wody do rozpuszczalników niewodnych względne pozycje metali w szeregu napięcia mogą się zmienić. Powodem tego jest to, że energia solwatacji różnych jonów metali zmienia się w różny sposób podczas przechodzenia z jednego rozpuszczalnika do drugiego.

W szczególności jon miedzi jest dość energicznie solwatowany w niektórych rozpuszczalnikach organicznych; Prowadzi to do tego, że w takich rozpuszczalnikach miedź znajduje się w szeregu napięciowym przed wodorem i wypiera ją z roztworów kwasowych.

Zatem w przeciwieństwie do okresowego układu pierwiastków, szereg naprężeń metalu nie jest odzwierciedleniem ogólnego wzoru, na podstawie którego można podać kompleksową charakterystykę właściwości chemicznych metali. Szereg napięć charakteryzuje jedynie zdolność redoks układu elektrochemicznego „metal - jon metalu” w ściśle określonych warunkach: podane w nim wartości odnoszą się do roztworu wodnego, temperatury i jednostkowego stężenia (aktywności) jonów metali.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Im bardziej na lewo znajduje się metal w szeregu standardowych potencjałów elektrody, tym silniejszy jest środek redukujący; najsilniejszym środkiem redukującym jest lit metaliczny, najsłabszym jest złoto i odwrotnie, jon złota (III) jest najsilniejszym utleniaczem agentem, lit (I) jest najsłabszy.

Każdy metal ma zdolność redukowania z soli w roztworze tych metali, które znajdują się w szeregu naprężeń po nim; na przykład żelazo może wypierać miedź z roztworów jego soli. Należy jednak pamiętać, że metale alkaliczne i ziem alkalicznych będą reagować bezpośrednio z wodą.

Metale stojące w szeregu napięcia na lewo od wodoru są w stanie wypierać go z roztworów rozcieńczonych kwasów i rozpuszczać się w nich.

Aktywność redukująca metalu nie zawsze odpowiada jego położeniu w układzie okresowym, ponieważ przy ustalaniu miejsca metalu w szeregu bierze się pod uwagę nie tylko jego zdolność do oddawania elektronów, ale także energię wydatkowaną na zniszczenie metalu sieć krystaliczną metalu, a także energię wydatkowaną na uwodnienie jonów.

Interakcja z substancjami prostymi

Z tlen Większość metali tworzy tlenki - amfoteryczne i zasadowe:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

Metale alkaliczne, z wyjątkiem litu, tworzą nadtlenki:

2Na + O2 = Na2O2.

Z halogeny metale tworzą sole kwasów halogenowodorowych, na przykład

Cu + Cl2 = CuCl2.

Z wodór najbardziej aktywne metale tworzą wodorki jonowe - substancje podobne do soli, w których wodór ma stopień utlenienia -1.

2Na + H2 = 2NaH.

Z szary metale tworzą siarczki - sole kwasu siarkowodorowego:

Z azot Niektóre metale tworzą azotki; reakcja prawie zawsze zachodzi po podgrzaniu:

3Mg + N2 = Mg3N2.

Z węgiel powstają węgliki:

4Al + 3C = Al 3 C 4.

Z fosfor – fosforki:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Metale mogą oddziaływać ze sobą, tworząc związki międzymetaliczne :

2Na + Sb = Na2Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Metale mogą rozpuszczać się w sobie w wysokich temperaturach, nie reagując, nie tworząc się stopy.

Stopy

Stopy nazywane są układami składającymi się z dwóch lub więcej metali, a także metali i niemetali, które mają charakterystyczne właściwości właściwe tylko stanowi metalicznemu.

Właściwości stopów są bardzo zróżnicowane i różnią się od właściwości ich składników, na przykład, aby złoto stało się twardsze i bardziej odpowiednie do wyrobu biżuterii, dodaje się do niego srebro i stop zawierający 40% kadmu i 60% bizmutu ma temperaturę topnienia 144°C, czyli znacznie niższą od temperatury topnienia jego składników (Cd 321°C, Bi 271°C).

Możliwe są następujące typy stopów:

Stopione metale miesza się ze sobą w dowolnym stosunku, rozpuszczając się w sobie w nieskończoność, na przykład Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni i inne. Stopy te mają jednorodny skład, wysoką odporność chemiczną i przewodzą prąd elektryczny;

Wyprostowane metale miesza się ze sobą w dowolnych proporcjach, ale po ochłodzeniu rozdzielają się i uzyskuje się masę składającą się z pojedynczych kryształów składników, na przykład Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb i innych.

Właściwości regenerujące- są to główne właściwości chemiczne charakterystyczne dla wszystkich metali. Przejawiają się w interakcji z szeroką gamą środków utleniających, w tym z utleniaczami środowisko. W ogólna perspektywa Oddziaływanie metalu z utleniaczami można wyrazić za pomocą następującego diagramu:

Ja + Utleniacz" Ja(+X),

Gdzie (+X) jest stopień pozytywny utlenianie mnie.

Przykłady utleniania metali.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2