Tutte le proprietà chimiche. Proprietà chimiche e fisiche delle sostanze

Il gruppo IIA contiene solo metalli: Be (berillio), Mg (magnesio), Ca (calcio), Sr (stronzio), Ba (bario) e Ra (radio). Le proprietà chimiche del primo rappresentante di questo gruppo, il berillio, differiscono fortemente dalle proprietà chimiche degli altri elementi di questo gruppo. Le sue proprietà chimiche sono per molti versi ancora più simili all'alluminio che ad altri metalli del gruppo IIA (la cosiddetta "somiglianza diagonale"). Anche il magnesio, in termini di proprietà chimiche, differisce notevolmente da Ca, Sr, Ba e Ra, ma ha ancora proprietà chimiche molto più simili con loro che con il berillio. A causa della significativa somiglianza delle proprietà chimiche di calcio, stronzio, bario e radio, sono combinati in un'unica famiglia, chiamata alcalino terroso metalli.

Appartengono tutti gli elementi del gruppo IIA S-elementi, ad es. contengono tutti i loro elettroni di valenza S-sottolivello. Pertanto, la configurazione elettronica dello strato elettronico esterno di tutti gli elementi chimici di questo gruppo ha la forma n.s 2 , dove n– numero del periodo in cui si trova l'elemento.

Per le peculiarità della struttura elettronica dei metalli del gruppo IIA, questi elementi, oltre allo zero, sono in grado di avere un solo stato di ossidazione, pari a +2. Le sostanze semplici formate da elementi del gruppo IIA, quando partecipano a qualsiasi reazione chimica, possono essere solo ossidate, ad es. donare elettroni:

Io 0 - 2e - → Io +2

Calcio, stronzio, bario e radio sono estremamente reattivi. Le sostanze semplici da essi formate sono agenti riducenti molto forti. Il magnesio è anche un forte agente riducente. L'attività riducente dei metalli obbedisce alle leggi generali della legge periodica di D.I. Mendeleev e aumenta il sottogruppo.

Interazione con sostanze semplici

con l'ossigeno

Senza riscaldamento, il berillio e il magnesio non reagiscono né con l'ossigeno atmosferico né con l'ossigeno puro poiché sono ricoperti da sottili pellicole protettive costituite rispettivamente da ossidi di BeO e MgO. Il loro stoccaggio non richiede particolari metodi di protezione dall'aria e dall'umidità, a differenza dei metalli alcalino-terrosi, che sono immagazzinati sotto uno strato di un liquido inerte a loro, molto spesso cherosene.

Be, Mg, Ca, Sr, quando vengono bruciati in ossigeno, formano ossidi della composizione MeO e Ba - una miscela di ossido di bario (BaO) e perossido di bario (BaO 2):

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ba + O 2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Va notato che durante la combustione di metalli alcalino terrosi e magnesio nell'aria, anche la reazione di questi metalli con l'azoto atmosferico procede parallelamente, per cui, oltre ai composti di metalli con ossigeno, nitruri con il generale si formano anche la formula Me 3 N 2.

con alogeni

Il berillio reagisce con gli alogeni solo a temperature elevate, mentre il resto dei metalli del gruppo IIA già a temperatura ambiente:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - ioduro di magnesio

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - bromuro di calcio

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - cloruro di bario

con non metalli dei gruppi IV-VI

Tutti i metalli del gruppo IIA reagiscono se riscaldati con tutti i non metalli dei gruppi IV-VI, ma a seconda della posizione del metallo nel gruppo, nonché dell'attività dei non metalli, è richiesto un diverso grado di riscaldamento. Poiché il berillio è il più chimicamente inerte tra tutti i metalli del gruppo IIA, le sue reazioni con i non metalli richiedono molto più di alta temperatura.

Va notato che la reazione dei metalli con il carbonio può formare carburi di varia natura. Esistono carburi legati ai metanidi e convenzionalmente considerati derivati ​​del metano, in cui tutti gli atomi di idrogeno sono sostituiti da un metallo. Loro, come il metano, contengono carbonio nello stato di ossidazione -4 e durante la loro idrolisi o interazione con acidi non ossidanti, il metano è uno dei prodotti. Esiste anche un altro tipo di carburi: gli acetileniuri, che contengono lo ione C 2 2-, che in realtà è un frammento della molecola di acetilene. I carburi del tipo acetileniuro per idrolisi o interazione con acidi non ossidanti formano acetilene come uno dei prodotti di reazione. Quale tipo di carburo - metanide o acetileniuro - si otterrà dall'interazione di uno o di un altro metallo con il carbonio dipende dalla dimensione del catione metallico. Di norma, i metanidi si formano con ioni metallici aventi un raggio piccolo e gli acetiluri con ioni più grandi. Nel caso dei metalli del secondo gruppo, il metanide si ottiene dall'interazione del berillio con il carbonio:

I restanti metalli del gruppo II A formano acetileniuri con carbonio:

Con il silicio, i metalli del gruppo IIA formano siliciuri - composti del tipo Me 2 Si, con azoto - nitruri (Me 3 N 2), fosforo - fosfuri (Me 3 P 2):

con idrogeno

Tutti i metalli alcalino terrosi reagiscono quando vengono riscaldati con l'idrogeno. Affinché il magnesio reagisca con l'idrogeno, il solo riscaldamento, come nel caso dei metalli alcalino-terrosi, non è sufficiente; oltre all'elevata temperatura, è necessaria anche una maggiore pressione dell'idrogeno. Il berillio non reagisce con l'idrogeno in nessuna condizione.

Interazione con sostanze complesse

con acqua

Tutti i metalli alcalino terrosi reagiscono attivamente con l'acqua per formare alcali (idrossidi metallici solubili) e idrogeno. Il magnesio reagisce con l'acqua solo durante l'ebollizione, poiché quando riscaldato, il film protettivo di ossido di MgO si dissolve in acqua. Nel caso del berillio, il film protettivo di ossido è molto resistente: l'acqua non reagisce con esso né all'ebollizione né a una temperatura di calore rosso:

con acidi non ossidanti

Tutti i metalli del sottogruppo principale del gruppo II reagiscono con acidi non ossidanti, poiché si trovano nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno. In questo caso si formano un sale dell'acido corrispondente e idrogeno. Esempi di reazione:

Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

con acidi ossidanti

− acido nitrico diluito

Tutti i metalli del gruppo IIA reagiscono con acido nitrico diluito. In questo caso, i prodotti di riduzione al posto dell'idrogeno (come nel caso degli acidi non ossidanti) sono ossidi di azoto, principalmente ossido di azoto (I) (N 2 O), e nel caso di acido nitrico altamente diluito, nitrato di ammonio ( NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (molto disaggregato)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− acido nitrico concentrato

L'acido nitrico concentrato a temperatura ordinaria (o bassa) passiva il berillio, cioè non reagisce con esso. All'ebollizione, la reazione è possibile e procede principalmente secondo l'equazione:

Il magnesio ei metalli alcalino-terrosi reagiscono con l'acido nitrico concentrato formando un'ampia gamma di diversi prodotti di riduzione dell'azoto.

− acido solforico concentrato

Il berillio è passivato con acido solforico concentrato, cioè non reagisce con esso in condizioni normali, tuttavia la reazione procede durante l'ebollizione e porta alla formazione di berillio solfato, anidride solforosa e acqua:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Il bario è anche passivato dall'acido solforico concentrato a causa della formazione di solfato di bario insolubile, ma reagisce con esso quando riscaldato, il solfato di bario si dissolve quando riscaldato in acido solforico concentrato a causa della sua conversione in idrogeno solfato di bario.

I restanti metalli del gruppo principale IIA reagiscono con acido solforico concentrato in qualsiasi condizione, anche a freddo. La riduzione dello zolfo può avvenire a SO 2, H 2 S e S, a seconda dell'attività del metallo, della temperatura di reazione e della concentrazione dell'acido:

Mg + H2SO4 ( conc .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H2SO4 ( conc .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H2SO4 ( conc .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

con alcali

Il magnesio ei metalli alcalino terrosi non interagiscono con gli alcali e il berillio reagisce facilmente sia con soluzioni alcaline che con alcali anidri durante la fusione. Inoltre, quando la reazione viene condotta in una soluzione acquosa, alla reazione partecipa anche l'acqua, e i prodotti sono tetraidrossiberillati di metalli alcalini o alcalino terrosi e idrogeno gassoso:

Sii + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - tetraidrossiberillato di potassio

Quando si esegue la reazione con alcali solidi durante la fusione, si formano berillati di metalli alcalini o alcalino terrosi e idrogeno.

Sii + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - berillato di potassio

con ossidi

I metalli alcalino terrosi, così come il magnesio, possono ridurre i metalli meno attivi e alcuni non metalli dai loro ossidi quando riscaldati, ad esempio:

Il metodo per ripristinare i metalli dai loro ossidi con il magnesio è chiamato magnesiotermia.

Se disegniamo una diagonale dal berillio all'astato nella tavola periodica degli elementi di DI Mendeleev, allora ci saranno elementi metallici sulla diagonale in basso a sinistra (includono anche elementi di sottogruppi secondari, evidenziati in blu) e non metallici elementi in alto a destra (evidenziati in giallo). Gli elementi situati vicino alla diagonale - semimetalli o metalloidi (B, Si, Ge, Sb, ecc.) Hanno un doppio carattere (evidenziato in rosa).

Come si può vedere dalla figura, la stragrande maggioranza degli elementi sono metalli.

Per loro natura chimica, i metalli sono elementi chimici i cui atomi donano elettroni dai livelli energetici esterni o pre-esterni, formando così ioni caricati positivamente.

Quasi tutti i metalli hanno raggi relativamente grandi e un piccolo numero di elettroni (da 1 a 3) a livello di energia esterna. I metalli sono caratterizzati da bassi valori di elettronegatività e proprietà riducenti.

I metalli più tipici si trovano all'inizio dei periodi (a partire dal secondo), più avanti da sinistra a destra, le proprietà metalliche si indeboliscono. In un gruppo dall'alto verso il basso, le proprietà metalliche sono migliorate, poiché il raggio degli atomi aumenta (a causa di un aumento del numero di livelli di energia). Ciò porta ad una diminuzione dell'elettronegatività (la capacità di attrarre elettroni) degli elementi e ad un aumento delle proprietà riducenti (la capacità di donare elettroni ad altri atomi nelle reazioni chimiche).

tipico i metalli sono elementi s (elementi del gruppo IA da Li a Fr. elementi del gruppo PA da Mg a Ra). La formula elettronica generale dei loro atomi è ns 1-2. Sono caratterizzati rispettivamente dagli stati di ossidazione + I e + II.

Il piccolo numero di elettroni (1-2) nel livello di energia esterno dei tipici atomi di metallo suggerisce che questi elettroni si perdono facilmente e mostrano forti proprietà riducenti, che riflettono bassi valori di elettronegatività. Ciò implica le proprietà chimiche e i metodi limitati per ottenere metalli tipici.

Una caratteristica dei metalli tipici è la tendenza dei loro atomi a formare cationi e legami chimici ionici con atomi non metallici. I composti di metalli tipici con non metalli sono cristalli ionici "anione catione metallico di non metallo", ad esempio K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipici cationi metallici sono anche inclusi in composti con anioni complessi - idrossidi e sali, ad esempio Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

I metalli del gruppo A che formano la diagonale anfotera nella tavola periodica Be-Al-Ge-Sb-Po, così come i metalli ad essi adiacenti (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) non presentano proprietà tipicamente metalliche . La formula elettronica generale dei loro atomi n.s 2 np 0-4 implica una maggiore varietà di stati di ossidazione, una maggiore capacità di trattenere i propri elettroni, una graduale diminuzione della loro capacità riducente e la comparsa di una capacità ossidante, soprattutto in stati di ossidazione elevata (tipico esempio sono i composti Tl III, Pb IV, Bi v ). Un comportamento chimico simile è anche caratteristico della maggior parte degli (elementi d, cioè elementi dei gruppi B della tavola periodica (esempi tipici sono gli elementi anfoteri Cr e Zn).

Questa manifestazione di proprietà di dualità (anfotere), sia metalliche (basiche) che non metalliche, è dovuta alla natura del legame chimico. Allo stato solido, i composti di metalli atipici con non metalli contengono legami prevalentemente covalenti (ma meno forti dei legami tra non metalli). In soluzione, questi legami si rompono facilmente e i composti si dissociano in ioni (completamente o parzialmente). Ad esempio, il gallio metallico è costituito da molecole di Ga 2, allo stato solido i cloruri di alluminio e mercurio (II) AlCl 3 e HgCl 2 contengono legami fortemente covalenti, ma in una soluzione AlCl 3 si dissocia quasi completamente e HgCl 2 - a un valore molto piccolo estensione (e quindi in HgCl + e Cl - ioni).

Proprietà fisiche generali dei metalli

A causa della presenza di elettroni liberi ("gas di elettroni") nel reticolo cristallino, tutti i metalli presentano le seguenti proprietà generali caratteristiche:

1) Plastica- la capacità di cambiare facilmente forma, allungarsi in un filo, arrotolarsi in fogli sottili.

2) lucentezza metallica e opacità. Ciò è dovuto all'interazione degli elettroni liberi con la luce incidente sul metallo.

3) Conduttività elettrica. È spiegato dal movimento diretto di elettroni liberi dal polo negativo a quello positivo sotto l'influenza di una piccola differenza di potenziale. Quando riscaldato, la conduttività elettrica diminuisce, perché. all'aumentare della temperatura aumentano le vibrazioni di atomi e ioni nei nodi del reticolo cristallino, il che rende difficile il movimento diretto del "gas di elettroni".

4) Conduttività termica.È dovuto all'elevata mobilità degli elettroni liberi, grazie alla quale la temperatura viene rapidamente equalizzata dalla massa del metallo. La più alta conducibilità termica è in bismuto e mercurio.

5) Durezza. Il più duro è il cromo (taglia il vetro); i più morbidi - metalli alcalini - potassio, sodio, rubidio e cesio - vengono tagliati con un coltello.

6) Densità.È minore, minore è la massa atomica del metallo e maggiore è il raggio dell'atomo. Il più leggero è il litio (ρ=0,53 g/cm3); il più pesante è l'osmio (ρ=22,6 g/cm3). I metalli con densità inferiore a 5 g/cm3 sono considerati "metalli leggeri".

7) Punti di fusione e di ebollizione. Il metallo più fusibile è il mercurio (p.f. = -39°C), il metallo più refrattario è il tungsteno (t°m. = 3390°C). Metalli con t°pl. sopra i 1000°C sono considerati refrattari, sotto - basso punto di fusione.

Proprietà chimiche generali dei metalli

Agenti riducenti forti: Me 0 – nē → Me n +

Numerose sollecitazioni caratterizzano l'attività comparativa dei metalli nelle reazioni redox in soluzioni acquose.

I. Reazioni di metalli con non metalli

1) Con ossigeno:
2Mg + O2 → 2MgO

2) Con zolfo:
Hg + S → HgS

3) Con alogeni:
Ni + Cl2 – t° → NiCl2

4) Con azoto:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Con fosforo:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Con idrogeno (reagiscono solo i metalli alcalini e alcalino terrosi):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Reazioni di metalli con acidi

1) I metalli che si trovano nella serie elettrochimica di tensioni fino a H riducono gli acidi non ossidanti in idrogeno:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Con acidi ossidanti:

Nell'interazione di acido nitrico di qualsiasi concentrazione e acido solforico concentrato con metalli l'idrogeno non viene mai rilasciato!

Zn + 2H2SO4 (K) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

2H 2 SO 4 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Interazione dei metalli con l'acqua

1) Gli attivi (metalli alcalini e alcalino terrosi) formano una base solubile (alcali) e l'idrogeno:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) I metalli di media attività vengono ossidati dall'acqua quando riscaldati all'ossido:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inattivo (Au, Ag, Pt) - non reagire.

IV. Spostamento da parte di metalli più attivi di metalli meno attivi da soluzioni dei loro sali:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+CuSO4 → Cu+FeSO4

Nell'industria, spesso non vengono usati metalli puri, ma le loro miscele - leghe in cui le proprietà benefiche di un metallo sono integrate dalle proprietà benefiche di un altro. Quindi, il rame ha una bassa durezza ed è di scarsa utilità per la fabbricazione di parti di macchine, mentre le leghe di rame con zinco ( ottone) sono già piuttosto dure e sono ampiamente utilizzate nell'ingegneria meccanica. L'alluminio ha un'elevata duttilità e una leggerezza sufficiente (bassa densità), ma è troppo morbido. Sulla sua base viene preparata una lega con magnesio, rame e manganese - duralluminio (duralluminio), che, senza perdere le proprietà utili dell'alluminio, acquisisce un'elevata durezza e diventa adatta all'industria aeronautica. Le leghe di ferro con carbonio (e aggiunte di altri metalli) sono ampiamente conosciute ghisa e acciaio.

I metalli in forma libera lo sono agenti riducenti. Tuttavia, la reattività di alcuni metalli è bassa a causa del fatto che sono ricoperti di pellicola di ossido superficiale, a vari livelli resistente all'azione di tali reagenti chimici come acqua, soluzioni di acidi e alcali.

Ad esempio, il piombo è sempre ricoperto da un film di ossido, la sua transizione in soluzione richiede non solo l'esposizione a un reagente (ad esempio acido nitrico diluito), ma anche il riscaldamento. Il film di ossido sull'alluminio impedisce la sua reazione con l'acqua, ma viene distrutto sotto l'azione di acidi e alcali. Film di ossido sciolto (ruggine), formato sulla superficie del ferro in aria umida, non interferisce con l'ulteriore ossidazione del ferro.

Sotto l'influenza concentrato gli acidi si formano sui metalli sostenibile pellicola di ossido. Questo fenomeno è chiamato passivazione. Quindi, in concentrato acido solforico passivato (e quindi non reagisce con l'acido) metalli come Be, Bi, Co, Fe, Mg e Nb, e in acido nitrico concentrato - metalli A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th e U.

Quando interagiscono con agenti ossidanti in soluzioni acide, la maggior parte dei metalli si trasforma in cationi, la cui carica è determinata dallo stato di ossidazione stabile di un dato elemento nei composti (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ e Fe 3 +)

L'attività riducente dei metalli in soluzione acida è trasmessa da una serie di sollecitazioni. La maggior parte dei metalli viene convertita in una soluzione di acido cloridrico e acido solforico diluito, ma Cu, Ag e Hg - solo acido solforico (concentrato) e nitrico, e Pt e Au - "acqua regia".

Corrosione dei metalli

Una proprietà chimica indesiderabile dei metalli è la loro, cioè la distruzione attiva (ossidazione) a contatto con l'acqua e sotto l'influenza dell'ossigeno disciolto in essa (corrosione da ossigeno). Ad esempio, la corrosione dei prodotti di ferro nell'acqua è ampiamente nota, a seguito della quale si forma la ruggine e i prodotti si sbriciolano in polvere.

La corrosione dei metalli procede in acqua anche per la presenza di gas CO 2 e SO 2 disciolti; viene creato un ambiente acido e i cationi H + vengono spostati da metalli attivi sotto forma di idrogeno H 2 ( corrosione da idrogeno).

Il punto di contatto tra due metalli dissimili può essere particolarmente corrosivo ( corrosione da contatto). Tra un metallo, come Fe, e un altro metallo, come Sn o Cu, posto in acqua, si verifica una coppia galvanica. Il flusso di elettroni va dal metallo più attivo, che si trova a sinistra nella serie di tensioni (Re), al metallo meno attivo (Sn, Cu), e il metallo più attivo viene distrutto (corrode).

È per questo motivo che la superficie stagnata delle lattine (ferro stagnato) si arrugginisce se conservata in un'atmosfera umida e maneggiata con noncuranza (il ferro collassa rapidamente anche dopo che appare un piccolo graffio, consentendo il contatto del ferro con l'umidità). Al contrario, la superficie zincata di un secchio di ferro non arrugginisce a lungo, perché anche se ci sono graffi, non è il ferro che si corrode, ma lo zinco (un metallo più attivo del ferro).

La resistenza alla corrosione per un dato metallo è migliorata quando è rivestito con un metallo più attivo o quando sono fusi; ad esempio, rivestire il ferro con cromo o realizzare una lega di ferro con cromo elimina la corrosione del ferro. Ferro cromato e acciaio contenente cromo ( acciaio inossidabile) hanno un'elevata resistenza alla corrosione.

elettrometallurgia, cioè, ottenere metalli mediante elettrolisi di fusioni (per i metalli più attivi) o soluzioni saline;

pirometallurgia, cioè il recupero di metalli da minerali ad alta temperatura (ad esempio, la produzione di ferro nel processo di altoforno);

idrometallurgia, cioè l'isolamento dei metalli dalle soluzioni dei loro sali da parte di metalli più attivi (ad esempio, la produzione di rame da una soluzione CuSO 4 mediante l'azione di zinco, ferro o alluminio).

I metalli nativi a volte si trovano in natura (esempi tipici sono Ag, Au, Pt, Hg), ma più spesso i metalli sono sotto forma di composti ( minerali metallici). Per prevalenza nella crosta terrestre, i metalli sono diversi: dai più comuni - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) ai più rari - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Le proprietà chimiche di una sostanza dipendono non solo dagli elementi chimici di cui è composta, ma anche dalla struttura delle molecole della sostanza (isomerismo strutturale) e dalla configurazione spaziale delle molecole (conformazione, stereoisomeria). Di norma, le sostanze aventi la stessa composizione e struttura hanno anche le stesse proprietà chimiche, ad eccezione delle reazioni con sostanze di diversa configurazione spaziale. Questa distinzione è particolarmente importante in biochimica, ad esempio, la capacità di una proteina di reagire con altre sostanze biologicamente attive può dipendere dal modo in cui si ripiega.

Esempi di proprietà chimiche

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Appunti

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Per l'ultimo 200 anni di umanità ha studiato le proprietà delle sostanze meglio che nell'intera storia dello sviluppo della chimica. Naturalmente, anche il numero di sostanze sta crescendo rapidamente, ciò è dovuto principalmente allo sviluppo di vari metodi per ottenere sostanze.

Nella vita di tutti i giorni ci imbattiamo in molte sostanze. Tra questi ci sono acqua, ferro, alluminio, plastica, soda, sale e molti altri. Le sostanze che esistono in natura, come l'ossigeno e l'azoto contenuti nell'aria, le sostanze disciolte nell'acqua, e di origine naturale, sono chiamate sostanze naturali. Alluminio, zinco, acetone, calce, sapone, aspirina, polietilene e tante altre sostanze non esistono in natura.

Sono ottenuti in laboratorio e prodotti dall'industria. Le sostanze artificiali non si trovano in natura, sono create da sostanze naturali. Alcune sostanze che esistono in natura possono essere ottenute anche in un laboratorio chimico.

Quindi, quando il permanganato di potassio viene riscaldato, viene rilasciato ossigeno e quando il gesso viene riscaldato... diossido di carbonio. Gli scienziati hanno imparato a trasformare la grafite in diamante, far crescere cristalli di rubino, zaffiro e malachite. Quindi, insieme alle sostanze di origine naturale, esiste un'enorme varietà di sostanze create artificialmente che non si trovano in natura.

Le sostanze che non si trovano in natura sono prodotte in varie imprese: fabbriche, impianti, mietitrebbie, ecc.

Nelle condizioni di esaurimento delle risorse naturali del nostro pianeta, i chimici devono ora affrontare un compito importante: sviluppare e implementare metodi con i quali sia possibile ottenere artificialmente, in un laboratorio o in una produzione industriale, sostanze analoghe alle sostanze naturali. Ad esempio, le riserve di combustibili fossili in natura si stanno esaurendo.

Potrebbe arrivare un momento in cui il petrolio e il gas naturale si esauriranno. Sono già in fase di sviluppo nuovi tipi di carburante che sarebbero altrettanto efficienti, ma non inquinerebbero l'ambiente. Ad oggi, l'umanità ha imparato a ottenere artificialmente varie pietre preziose, come diamanti, smeraldi, berilli.

Stato aggregato della materia

Le sostanze possono esistere in diversi stati di aggregazione, tre dei quali conosci: solido, liquido, gassoso. Ad esempio, l'acqua in natura esiste in tutti e tre gli stati di aggregazione: solido (sotto forma di ghiaccio e neve), liquido (acqua liquida) e gassoso (vapore acqueo). Sono note sostanze che non possono esistere in condizioni normali in tutti e tre gli stati di aggregazione. Un esempio di questo è l'anidride carbonica. A temperatura ambiente è un gas inodore e incolore. A -79°С questa sostanza "congela" e passa in uno stato solido di aggregazione. Il nome familiare (banale) di tale sostanza è "ghiaccio secco". Questo nome viene dato a questa sostanza per il fatto che il "ghiaccio secco" si trasforma in anidride carbonica senza sciogliersi, cioè senza passare allo stato liquido di aggregazione, presente, ad esempio, nell'acqua.

Si può quindi trarre una conclusione importante. Quando una sostanza passa da uno stato di aggregazione a un altro, non si trasforma in altre sostanze. Il processo stesso di qualche cambiamento, trasformazione, è chiamato fenomeno.

fenomeni fisici. Proprietà fisiche delle sostanze.

I fenomeni in cui le sostanze cambiano lo stato di aggregazione, ma non si trasformano in altre sostanze, sono chiamati fisici. Ogni singola sostanza ha determinate proprietà. Le proprietà delle sostanze possono essere diverse o simili tra loro. Ogni sostanza è descritta utilizzando un insieme di proprietà fisiche e chimiche. Prendiamo l'acqua come esempio. L'acqua gela e si trasforma in ghiaccio ad una temperatura di 0°C, bolle e si trasforma in vapore ad una temperatura di +100°C. Questi fenomeni sono fisici, poiché l'acqua non si è trasformata in altre sostanze, si verifica solo un cambiamento nello stato di aggregazione. Questi punti di congelamento e di ebollizione sono proprietà fisiche specifiche dell'acqua.

Le proprietà delle sostanze che sono determinate mediante misurazioni o visivamente in assenza della trasformazione di alcune sostanze in altre sono chiamate fisiche

L'evaporazione dell'alcool, come l'evaporazione dell'acqua- fenomeni fisici, sostanze allo stesso tempo cambiano lo stato di aggregazione. Dopo l'esperimento, puoi assicurarti che l'alcol evapori più velocemente dell'acqua: queste sono le proprietà fisiche di queste sostanze.

Le principali proprietà fisiche delle sostanze includono quanto segue: stato di aggregazione, colore, odore, solubilità in acqua, densità, punto di ebollizione, punto di fusione, conducibilità termica, conducibilità elettrica. Tali proprietà fisiche come il colore, l'odore, il gusto, la forma dei cristalli possono essere determinate visivamente, utilizzando i sensi, e la densità, la conduttività elettrica, i punti di fusione e di ebollizione sono determinati mediante misurazione. Le informazioni sulle proprietà fisiche di molte sostanze sono raccolte in letteratura speciale, ad esempio nei libri di consultazione. Le proprietà fisiche di una sostanza dipendono dal suo stato di aggregazione. Ad esempio, la densità di ghiaccio, acqua e vapore acqueo è diversa.

L'ossigeno gassoso è incolore e l'ossigeno liquido è blu. La conoscenza delle proprietà fisiche aiuta a "riconoscere" molte sostanze. Per esempio, rame- l'unico metallo rosso. Solo il sale da tavola ha un sapore salato. iodio- un solido quasi nero che si trasforma in un vapore viola quando viene riscaldato. Nella maggior parte dei casi, per definire una sostanza, devono essere considerate molte delle sue proprietà. Ad esempio, caratterizziamo le proprietà fisiche dell'acqua:

• colore - incolore (in un piccolo volume)
• odore - inodore
• stato di aggregazione - in condizioni normali, liquido
• densità - 1 g / ml,
• punto di ebollizione – +100°С
• punto di fusione - 0°С
• conducibilità termica - bassa
• conduttività elettrica - l'acqua pura non conduce elettricità

Sostanze cristalline e amorfe

Quando si descrivono le proprietà fisiche dei solidi, è consuetudine descrivere la struttura della sostanza. Se guardi un campione di sale da cucina sotto una lente d'ingrandimento, noterai che il sale è composto da molti minuscoli cristalli. Cristalli molto grandi si possono trovare anche nei depositi di sale. I cristalli sono corpi solidi che hanno la forma di poliedri regolari. I cristalli possono essere di varie forme e dimensioni. Cristalli di alcune sostanze, come il tavolo sale – fragile, facile da rompere. Ci sono cristalli abbastanza duri. Ad esempio, uno dei minerali più duri è il diamante. Se guardi i cristalli di sale al microscopio, noterai che hanno tutti una struttura simile. Se consideriamo, ad esempio, le particelle di vetro, avranno tutte una struttura diversa: tali sostanze sono chiamate amorfe. Le sostanze amorfe includono vetro, amido, ambra, cera d'api. Sostanze amorfe - sostanze che non hanno una struttura cristallina

fenomeni chimici. Reazione chimica.

Se, nei fenomeni fisici, le sostanze, di regola, cambiano solo lo stato di aggregazione, allora nei fenomeni chimici alcune sostanze si trasformano in altre sostanze. Ecco alcuni semplici esempi: la combustione di un fiammifero è accompagnata dalla carbonizzazione del legno e dal rilascio di sostanze gassose, cioè avviene una trasformazione irreversibile del legno in altre sostanze. Un altro esempio: nel tempo, le sculture in bronzo si ricoprono di un rivestimento verde. Questo perché il bronzo contiene rame. Questo metallo interagisce lentamente con l'ossigeno, l'anidride carbonica e l'umidità dell'aria, di conseguenza si formano nuove sostanze verdi sulla superficie della scultura. Fenomeni chimici - i fenomeni della trasformazione di una sostanza in un'altra Il processo di interazione delle sostanze con la formazione di nuove sostanze è chiamato reazione chimica. Le reazioni chimiche avvengono intorno a noi. Le reazioni chimiche avvengono in noi stessi. Nel nostro corpo avvengono costantemente trasformazioni di molte sostanze, le sostanze reagiscono tra loro formando prodotti di reazione. Pertanto, in una reazione chimica ci sono sempre sostanze reagenti e sostanze formate come risultato della reazione.

• Reazione chimica- il processo di interazione delle sostanze, a seguito del quale si formano nuove sostanze con nuove proprietà
• Reagenti- sostanze che entrano in una reazione chimica
• Prodotti- sostanze formate a seguito di una reazione chimica

Una reazione chimica è rappresentata in termini generali da uno schema di reazione REAGENTI -> PRODOTTI

• reagenti– sostanze iniziali prelevate per la reazione;
• prodotti- nuove sostanze formate a seguito della reazione.

Eventuali fenomeni chimici (reazioni) sono accompagnati da determinati segni, con l'aiuto dei quali si possono distinguere i fenomeni chimici da quelli fisici. Tali segni includono un cambiamento nel colore delle sostanze, il rilascio di gas, la formazione di un precipitato, il rilascio di calore e l'emissione di luce.

Molte reazioni chimiche sono accompagnate dal rilascio di energia sotto forma di calore e luce. Di norma, tali fenomeni sono accompagnati da reazioni di combustione. Nelle reazioni di combustione in aria, le sostanze reagiscono con l'ossigeno contenuto nell'aria. Quindi, ad esempio, il magnesio metallico divampa e brucia nell'aria con una fiamma accecante. Ecco perché il flash al magnesio è stato utilizzato per creare fotografie nella prima metà del ventesimo secolo. In alcuni casi è possibile rilasciare energia sotto forma di luce, ma senza rilascio di calore. Una delle specie di plancton del Pacifico è in grado di emettere una luce blu brillante, chiaramente visibile al buio. Il rilascio di energia sotto forma di luce è il risultato di una reazione chimica che si verifica negli organismi di questo tipo di plancton.

Riassunto dell'articolo:

• Esistono due grandi gruppi di sostanze: sostanze di origine naturale e artificiale.
• In condizioni normali, le sostanze possono trovarsi in tre stati di aggregazione
• Le proprietà delle sostanze che sono determinate mediante misurazioni o visivamente in assenza della trasformazione di alcune sostanze in altre sono chiamate fisiche
• I cristalli sono corpi solidi che hanno la forma di poliedri regolari.
• Sostanze amorfe - sostanze che non hanno una struttura cristallina
• Fenomeni chimici - i fenomeni della trasformazione di una sostanza in un'altra
• I reagenti sono sostanze che entrano in una reazione chimica.
• Prodotti: sostanze formate a seguito di una reazione chimica
• Le reazioni chimiche possono essere accompagnate dal rilascio di gas, sedimenti, calore, luce; cambiamento di colore delle sostanze
• La combustione è un complesso processo fisico e chimico di trasformazione dei materiali di partenza in prodotti della combustione durante una reazione chimica, accompagnata da un intenso rilascio di calore e luce (fiamma)

Dio ha dato all'uomo il ferro e il diavolo ha fatto scivolare la ruggine.

Proverbio

Cambio di proprietà in decenni. Poiché gli elementi d sono caratterizzati positivo st.ok., quindi sotto forma di sostanze semplici presentano proprietà riducenti, che in soluzioni acquose sono caratterizzate dal valore del potenziale redox E . 0 In decenni, da sinistra a destra, il suo valore, in correlazione con il valore di I 1 , crescente, ma al passaggio al manganese e al sottogruppo di zinco, nonostante un forte aumento di I 1, diminuisce a causa di una diminuzione del valore di I 2 e di una diminuzione dell'energia del reticolo cristallino al passaggio a questi metalli (da quelli situato alla loro sinistra nella tavola periodica).

Nello stato compatto a rev. anche M della prima decade, avente valori negativi di E (0 da Sc a Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpassivante pellicole di ossido sulla loro superficie. Tuttavia, a temperature di calore rosso, anche i metalli meno attivi (analoghi di ferro, nichel, vanadio e titanio) spostano l'idrogeno dall'acqua. Anche la reattività di M aumenta notevolmente quando vengono trasferiti a finemente disperso stato, ad esempio, le polveri di manganese e cromo interagiscono con l'acqua a circa. (con la formazione di MnO 2 e Cr 2 O 3).

Tutti i metalli della prima decade, per i quali E 0< 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).

Viene spiegata la passività anomala del vanadio (E 0 \u003d -1,20 V) negli acidi diluiti densità speciale il suo film di ossido. Si dissolve solo in HF o HNO concentrato, 3 con cui questo metallo reagisce:

V + HNO 3 \u003d HVO 3 + NO.

Altro attivo M a seconda di solubilità i loro film di ossido in acido nitrico concentrato o reagiscono con esso, riducendo l'azoto a (-3) (questi sono zinco, manganese e il sottogruppo scandio), oppure ne vengono passivati ​​a causa dell'ispessimento del film di ossido, come Cr 124.

La passivazione può essere effettuata anche artificialmente. Pertanto, il trattamento del cromo (situato in una serie di tensioni tra zinco e ferro) con acido nitrico concentrato aumenta il suo potenziale da -0,56 V a +1,2 V, cioè rende Cr nobile quasi quanto Pt. (Il cromo è particolarmente facilmente disattivabile nella composizione dell'acciaio inossidabile e di altre leghe 125 .) Anche H 2 SO 4 e HNO 3 concentrati passivano il ferro.

Il cobalto e il nichel sono simili a Fe nell'attività chimica a causa della vicinanza dei raggi atomici (quindi, sono combinati in famigliaghiandola). Tuttavia, se il ferro reagisce con HCl diluito e H 2 SO 4 a vol., allora Co e Ni quando riscaldati. Inoltre, sono disattivati ​​dall'acido nitrico in misura minore rispetto al ferro, a causa della maggiore solubilità dei loro ossidi in questo acido.

Si noti che per gli elementi della seconda e terza decade, la natura della variazione del valore di E 0 rimane approssimativamente la stessa della prima.

Modifiche alle proprietà nei sottogruppi. Il valore di I 1 nei sottogruppi d è principalmente cresce emaggiore forza legami nel reticolo M (confronta mp). Di conseguenza (a differenza dei sottogruppi principali e del sottogruppo Sc), il valore di E 0 diventa più positivo e la reattività dei metalli diminuisce.

Quindi, nel sottogruppo IB, se il rame si dissolve in acido solforico concentrato a o.c., allora l'argento solo a t> 160 0 C. Tuttavia, l'argento, come il rame, a cameratemperatura interagisce con acido nitrico e oro - solo con "acqua regia" (così come con acido selenico (vedi sopra) e con acqua clorata in presenza di HCl).

Nel sottogruppo IIB, Zn è solubile anche in acido acetico, Cd in HCl e Hg (E 0 > 0) solo in HNO (3 con una mancanza di acido, l'ossidazione va a Hg, 2 2 + e con un eccesso - a Hg). 2+

Allo stesso modo, nel sottogruppo VIIB, Mn reagisce anche con CHCOOH 3, e Tc e Re (i loro valori

E 0: 0,47 V e 0,37 V, rispettivamente), a circa. dissolversi solo in acidi ossidanti, ad esempio in acido nitrico (prodotti di NO e HEO 4).

Nel sottogruppo VIIIB, i metalli della famiglia del ferro interagiscono tutti con gli acidi diluiti. E i loro analoghi, ad es. i metalli del platino (E 0 > 0) sono ossidati solo in difficile condizioni, e la vicinanza dei loro raggi provoca un grande somiglianza nel comportamento chimico, ma ci sono anche differenze.

Quindi, il più attivo di loro - il palladio - appartiene agli acidi, come l'argento; e il rodio e l'iridio, a differenza degli altri, non si sciolgono nemmeno nella "vodka reale" 126 . Reagiscono con una soluzione di cloruro di sodio satura di cloro a una temperatura di calore rosso formando sostenibile complessi Na 3 [ECl 6 ]. Tuttavia, sotto forma di nero, questi metalli reagiscono facilmente con acido solforico caldo e persino con acido cloridrico in presenza di ossigeno. Si noti che in queste condizioni l'osmio, a causa della sua elevata affinità per l'ossigeno (?), si dissolve anche in forma compatta.

In IV, V e VI sottogruppi laterali in M ​​della seconda e terza decade E 0< 0 , но за счет влиянияdenso film di ossido sulla loro superficie, reagiscono con gli acidi solo in condizioni difficili. Quindi, Zr e Hf sono solubili solo in acidi complessanti: in acido solforico caldo (il prodotto è H 2 [E (SO 4) ] 3) e in acido fluoridrico (H 4 [EF 8 ]); il molibdeno interagisce solo con gli acidi ossidanti quando riscaldato, mentre il tungsteno, il niobio e il tantalio interagiscono solo con una miscela di HF e HNO (rispettivamente 3 prodotti di NO e H 2 WF 8 o ​​H 2 EF 7).

Quindi, indipendentemente dal fatto che vi sia o meno una sovrapposizione del fattore cinetico (film passivante), l'attività dei d-metalli in relazione agli acidi nei sottogruppi diminuisce. Eccezione, come già notato, lo è sottogruppo dello scandio, in cui non vi è alcun effetto della compressione f e la natura della variazione dei valori del raggio atomico, I 1 ed E 0 è la stessa dei sottogruppi principali. Di conseguenza, il lantanio (a differenza dello scandio e dell'ittrio, che sono solubili a vol. solo negli acidi) interagisce anche con l'acqua:

La + H 2 O → La (OH) 3 + H 2.

Il rapporto tra d-metalli e alcali. L'argento è più resistente agli alcali 127 e lo zinco è il meno resistente: si ossida anche soluzione alcali, riducendo l'idrogeno dell'acqua e formando un complesso 128 - . I restanti d-metalli, se tendono ad esistere in forma anionica, reagiscono con alcali (o soda) quando fuso, Per esempio:

Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .

⎭ ⎩Na 3 VO 4

Nel caso degli altri, è necessario avere agente ossidante:

Cr + NaNO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaNO 2,

O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2.

Inoltre, W e Mo interagiscono con gli alcali più attivamente di Cr, perché la loro superficie è rivestita durante la reazione con un ossido più acido (EO), 3 che nel caso del cromo (Cr 2 O 3).

Interazione di d-metalli con sostanze semplici. Corrosione. In condizioni ambientali, solo il fluoro ossida la maggior parte dei d-metalli, ad eccezione di quelli nobili (ma le reazioni con Cu, Ni, Fe (così come con Pb, Al) sono limitate alla formazione di pellicole protettive di fluoruro). Inoltre, a circa. l'oro interagisce con il bromo e il mercurio con iodio e zolfo a causa della formazione di termodinamicamente molto sostenibile prodotti: AuBr, 3 HgI 2 e HgS (vedi sezione "Alogeni").

In aria, in uno stato finemente disperso, metalli piuttosto attivi (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) piroforico 2 (cioè si accendono quando si riversano nell'aria), ma in una forma compatta, la maggior parte delle M è stabile a causa della passivazione. Specialmente denso i film superficiali formano metalli dei sottogruppi vanadio e titanio, quindi hanno un'elevata resistenza alla corrosione (anche in acqua di mare).

Altri metalli non sono così stabili. Sotto l'influenza dei componenti dell'aria (cosa?), Lo zinco e il rame vengono lentamente corrosi (con la formazione di E 2 (OH) 2 CO 3); anche l'argento si scurisce, ricoprendosi di solfuro (sotto l'influenza combinata di O 2, H 2 O e H 2 S; qual è il ruolo di ciascuno di essi?).

Il ferro si corrode particolarmente rapidamente. È vero, in un'atmosfera secca, la sua ossidazione procede solo fino alla formazione denso film FeO passivante. Ma in presenza di umidità, il prodotto ottenuto dalla reazione:

Fe + H2O → FeO + H2,

ossidato dall'ossigeno attivato dalle molecole di H 2 O a Fe 2 O 3 . Allo stesso tempo, l'acqua assorbita dalla superficie metallica, dissolvendo parzialmente in sé i prodotti di ossidazione, ostacola formazione denso struttura di ossido, a seguito della quale procede la corrosione del ferro a fondo nel.

L'aggiunta di alcali riduce il potenziale ossidante dell'ossigeno e quindi il processo procede in misura minore. Notare che moltopuro il ferro, che assorbe bene l'idrogeno e quindi ne passiva la superficie, non si ossida.

Il ferro tecnico per la protezione dalla corrosione è verniciato o sottoposto a stagnatura, zincatura, cromatura, nichelatura, nitrurazione (rivestimento Fe 4 N), cementazione (Fe C 3) e altri metodi di lavorazione. In particolare, vetrificazione la superficie metallica con l'aiuto di un laser aumenta la resistenza alla corrosione di 12 volte, ma quando M viene riscaldato oltre i 200 ° C, questo effetto viene perso. Un modo più affidabile, ma costoso per combattere l'ossidazione del ferro nell'aria è ottenere acciaio inossidabile (18% Cr e 9% Ni).

Tuttavia, la corrosione è un processo lento e sufficiente velocemente i d-metalli reagiscono solo con i non metalli quando riscaldato, anche i sottogruppi M più attivi dello scandio (ossidati a (+3)). (Tuttavia, da Sc a La, l'attività di interazione aumenta (?) e il lantanio, ad esempio, si accende nel cloro al riv.)

Nel caso di metalli meno reattivi (?) del sottogruppo del titanio, è richiesto Di più riscaldamento (sopra 150 0 С). In questo caso, Hf si trasforma in Hf + 4 e Ti e Zr possono formare prodotti inferiore st.ok .: Ti 2 O 3, ZrCl 2, ecc. Tuttavia, sono forti agenti riducenti, specialmente nel caso di Zr (?) - si ossidano all'aria o si dismutano:

ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .

Con metalli ancora meno attivi del sottogruppo vanadio, le reazioni procedono a t > 400 0 C, e con la formazione di prodotti solo nella st più alta. (+5).

Passando al sottogruppo del cromo, la reattività di M crescente(a causa della maggiore volatilità degli ossidi), ma decresce da Cr a W (?). Quindi, il cromo interagisce con tutto il G 2, il molibdeno non reagisce con I 2 e nemmeno il tungsteno reagisce con Br 2. Inoltre, l'ossidazione del cromo va fino a (+3) e i suoi analoghi fino a (+6). (Notare che WF è 6 il gas più pesante in N.C.)

Modelli simili sono osservati in altri sottogruppi di d-metalli. Quindi, il tecnezio e il renio non interagiscono con lo iodio, ma con altri alogeni - solo a t > 400 0 C, formando EG 7 . Allo stesso tempo, il manganese si ossida con un leggero riscaldamento.

anche grigio e fino a st. (+2).

Il rame reagisce con bagnato cloro a vol., argento - con leggero riscaldamento e oro - solo a t> 200 0 C. Quando riscaldato, l'ossigeno agisce solo sul rame (prodotto CuO, a temperature più elevate - Cu 2 O (?)) e argento ossidato ( a differenza dell'oro) dall'ozono (ad AgO).

Lo zinco brucia anche in CO 2 e il mercurio a circa. anche un film di ossido non è coperto. Quando riscaldato a 300 0 C, forma una miscela di ossidi di HgO e Hg 2 O, che a t> 400 0 C separa O, trasformandosi in Hg, mentre la temperatura di decomposizione dell'ossido di cadmio è 1813 0 C e ZnO è 1950 0 c.

I metalli platino e l'oro sono i più stabili chimicamente, ma con un riscaldamento sufficiente reagiscono con quasi tutti i non metalli (G 2, O 2, S, P, As), sebbene con attività e selettività; vale a dire: nei periodi da sinistra a destra, la resistenza a O 2 e F 2 aumenta e a Cl 2 e S diminuisce (secondo la struttura elettronica degli atomi degli elementi (?)).

Quindi, se il fluoro reagisce con il platino solo a t > 400 0 C, allora il cloro reagisce a 250 0 C (prodotto PtCl 2). Oppure se consideriamo l'interazione con l'ossigeno: l'osmio sotto forma di nero viene ossidato in aria a vol. (fino a OsO 4), rutenio - con un leggero riscaldamento, e il resto - a una temperatura di calore rosso. Prodotti: IrO 2 , PdO, PtO 2 , Rh 2 O 3 .

(Se riscaldati più fortemente, questi ossidi si decompongono, inoltre, se la reazione:

PtO2 → Pt+O2

va a 500 0 C, quindi decomposizione:

RuO2 → Ru+O2

avviene solo quando t > 1300 0 C).

Un analogo aumento della resistenza del metallo all'ossigeno si osserva anche nel passaggio dal ferro al nichel (vedi Tabella 14).

Tabella 14 Caratteristiche dell'interazione dei metalli della famiglia del ferro con l'ossigeno

Formazione di soluzioni solide. Una caratteristica dei d-metal è la loro tendenza dovuta all'ampia varietà di arte. e stati di valenza per formare composti non stechiometrico composizione: intermetalluri (AlNi, ecc.) o metalliuri (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6, ecc.). Così come soluzioni solide, in particolare, soluzioni implementazione gas. Quindi, i metalli dei sottogruppi scandio e titanio assorbono idrogeno a vol. alla composizione: EH 2 ed EH (3 quando riscaldato, la solubilità di H 2 diminuisce).

Il nichel e il palladio hanno una particolare affinità per l'idrogeno (1 V Pd dissolve 1000 V H 2), che sono quindi catalizzatori di reazioni idrogenazione. E, ad esempio, il platino assorbe principalmente O 2 (fino a 700 V) e quindi viene utilizzato come catalizzatore per processi che avvengono con la partecipazione di ossigeno: ossidazione NH 3 a NO, SO 2 a SO, 3 per la postcombustione dei gas di scarico delle automobili (in questo caso, in particolare, NO si trasforma in N 2 e CO in CO 2), ecc.

Il meccanismo dell'azione catalitica di questi metalli è che, come si presume, i gas disciolti in M atomizzato. Pertanto, l'idrogeno rilasciato quando la sua soluzione in un metallo viene riscaldata è un agente riducente più forte dell'idrogeno molecolare.

Inoltre, ad esempio, quando assorbe H 2, il palladio mantiene le proprietà metalliche fino a un certo limite, ma perde il paramagnetismo. Ciò significa che almeno alcuni degli atomi di idrogeno donano i loro elettroni di valenza alla banda di conduzione del metallo.

Esistono anche dati sulla formazione parziale di ioni idruro, ad esempio quando l'idrogeno si dissolve nel ferro. Ricevuto e cosiddetto. idruri non convenzionali in cui le molecole di H 2 sono coordinate nel loro insieme su un atomo di d-metallo. (Servono come modelli nello studio degli intermedi che si formano durante la catalisi.)