Visas ķīmiskās īpašības. Vielu ķīmiskās, fizikālās īpašības

IIA grupa satur tikai metālus – Be (berilijs), Mg (magnijs), Ca (kalcijs), Sr (stroncijs), Ba (bārijs) un Ra (rādijs). Šīs grupas pirmā pārstāvja berilija ķīmiskās īpašības visspēcīgāk atšķiras no pārējo šīs grupas elementu ķīmiskajām īpašībām. Tā ķīmiskās īpašības daudzējādā ziņā ir pat vairāk līdzīgas alumīnijam nekā citiem IIA grupas metāliem (tā sauktā “diagonālā līdzība”). Magnijs pēc ķīmiskajām īpašībām arī ievērojami atšķiras no Ca, Sr, Ba un Ra, bet tomēr tam piemīt daudz līdzīgākas ķīmiskās īpašības nekā berilijam. Kalcija, stroncija, bārija un rādija ķīmisko īpašību ievērojamās līdzības dēļ tie ir apvienoti vienā saimē, ko sauc par. sārmzeme metāli.

Visi IIA grupas elementi pieder s-elementi, t.i. satur visus savus valences elektronus s- apakšlīmenis Tādējādi visu šīs grupas ķīmisko elementu ārējā elektroniskā slāņa elektroniskajai konfigurācijai ir forma ns 2 , Kur n– perioda numurs, kurā elements atrodas.

IIA grupas metālu elektroniskās struktūras īpatnību dēļ šiem elementiem papildus nullei var būt tikai viens viens oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar +2. Vienkāršas vielas, ko veido IIA grupas elementi, piedaloties jebkurās ķīmiskās reakcijās, spēj tikai oksidēties, t.i. ziedot elektronus:

Es 0 – 2e — → Es +2

Kalcijam, stroncijam, bārijam un rādijam ir ārkārtīgi augsta ķīmiskā reaktivitāte. To veidotās vienkāršās vielas ir ļoti spēcīgi reducētāji. Magnijs ir arī spēcīgs reducētājs. Metālu reducēšanas aktivitāte atbilst D.I. periodiskā likuma vispārīgajiem likumiem. Mendeļejevs un palielinās apakšgrupā.

Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

ar skābekli

Bez karsēšanas berilijs un magnijs nereaģē ne ar atmosfēras skābekli, ne ar tīru skābekli, jo tie ir pārklāti ar plānām aizsargplēvēm, kas sastāv attiecīgi no BeO un MgO oksīdiem. To uzglabāšanai nav nepieciešamas īpašas aizsardzības metodes no gaisa un mitruma, atšķirībā no sārmzemju metāliem, kas tiek uzglabāti zem tiem inerta šķidruma, visbiežāk petrolejas, slāņa.

Be, Mg, Ca, Sr, sadedzinot skābeklī, veido oksīdus ar sastāvu MeO un Ba - bārija oksīda (BaO) un bārija peroksīda (BaO 2) maisījumu:

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Jāņem vērā, ka sārmzemju metāliem un magnijam degot gaisā, notiek arī šo metālu blakusreakcija ar gaisa slāpekli, kā rezultātā papildus metālu savienojumiem ar skābekli parādās nitrīdi ar vispārīgo formulu Me 3 N. veidojas arī 2.

ar halogēniem

Berilijs reaģē ar halogēniem tikai augstā temperatūrā, bet pārējie IIA grupas metāli - jau istabas temperatūrā:

Mg + I 2 = MgI 2 – Magnija jodīds

Ca + Br 2 = CaBr 2 – kalcija bromīds

Ba + Cl 2 = BaCl 2 – bārija hlorīds

ar IV–VI grupas nemetāliem

Visi IIA grupas metāli karsējot reaģē ar visiem IV-VI grupas nemetāliem, bet atkarībā no metāla atrašanās vietas grupā, kā arī nemetālu aktivitātes nepieciešamas dažādas karsēšanas pakāpes. Tā kā berilijs ir ķīmiski inertākais starp visiem IIA grupas metāliem, tad, veicot reakcijas ar nemetāliem, ir nepieciešama ievērojama izmantošana. O augstāka temperatūra.

Jāņem vērā, ka metālu reakcijā ar oglekli var veidoties dažāda rakstura karbīdi. Ir karbīdi, kas pieder pie metanīdiem un parasti tiek uzskatīti par metāna atvasinājumiem, kuros visi ūdeņraža atomi ir aizstāti ar metālu. Tie, tāpat kā metāns, satur oglekli -4 oksidācijas stāvoklī, un, kad tie tiek hidrolizēti vai mijiedarbojas ar neoksidējošām skābēm, viens no produktiem ir metāns. Ir arī cita veida karbīdi – acetilenīdi, kas satur C 2 2- jonu, kas patiesībā ir acetilēna molekulas fragments. Karbīdi, piemēram, acetilenīdi, pēc hidrolīzes vai mijiedarbības ar neoksidējošām skābēm, veido acetilēnu kā vienu no reakcijas produktiem. Karbīda veids - metanīds vai acetilenīds, kas iegūts, konkrētam metālam reaģējot ar oglekli, ir atkarīgs no metāla katjona lieluma. Metālu joni ar mazu rādiusu parasti veido metanīdus, un lielāki joni veido acetilenīdus. Otrās grupas metālu gadījumā metanīdu iegūst, berilijam mijiedarbojoties ar oglekli:

Atlikušie II A grupas metāli ar oglekli veido acetilenīdus:

Ar silīciju IIA grupas metāli veido silicīdus - Me 2 Si tipa savienojumus, ar slāpekli - nitrīdus (Me 3 N 2), ar fosforu - fosfīdus (Me 3 P 2):

ar ūdeņradi

Visi sārmzemju metāli karsējot reaģē ar ūdeņradi. Lai magnijs reaģētu ar ūdeņradi, nepietiek tikai ar karsēšanu, kā tas ir sārmzemju metālu gadījumā, papildus augstajai temperatūrai ir nepieciešams arī paaugstināts ūdeņraža spiediens. Berilijs nekādos apstākļos nereaģē ar ūdeņradi.

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

ar ūdeni

Visi sārmzemju metāli aktīvi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus (šķīstošos metālu hidroksīdus) un ūdeņradi. Magnijs reaģē ar ūdeni tikai vārot, jo karsējot ūdenī izšķīst aizsargājošā oksīda plēve MgO. Berilija gadījumā aizsargājošā oksīda plēve ir ļoti izturīga: ūdens ar to nereaģē ne vārot, ne pat ļoti karstā temperatūrā:

ar neoksidējošām skābēm

Visi II grupas galvenās apakšgrupas metāli reaģē ar neoksidējošām skābēm, jo ​​tie atrodas aktivitāšu rindā pa kreisi no ūdeņraža. Šajā gadījumā veidojas atbilstošās skābes un ūdeņraža sāls. Reakciju piemēri:

Be + H 2 SO 4 (atšķaidīts) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H2

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

ar oksidējošām skābēm

− atšķaidīta slāpekļskābe

Visi IIA grupas metāli reaģē ar atšķaidītu slāpekļskābi. Šajā gadījumā reducēšanās produkti ūdeņraža vietā (kā neoksidējošo skābju gadījumā) ir slāpekļa oksīdi, galvenokārt slāpekļa oksīds (I) (N 2 O), un ļoti atšķaidītas slāpekļskābes gadījumā amonijs. nitrāts (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (ļoti neskaidrs)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− koncentrēta slāpekļskābe

Koncentrēta slāpekļskābe parastā (vai zemā) temperatūrā pasivē beriliju, t.i. ar to nereaģē. Vārot, reakcija ir iespējama un notiek galvenokārt saskaņā ar vienādojumu:

Magnijs un sārmzemju metāli reaģē ar koncentrētu slāpekļskābi, veidojot plašu dažādu slāpekļa reducēšanas produktu klāstu.

− koncentrēta sērskābe

Beriliju pasivē ar koncentrētu sērskābi, t.i. normālos apstākļos nereaģē ar to, bet reakcija notiek vārot un izraisa berilija sulfāta, sēra dioksīda un ūdens veidošanos:

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

Bāriju pasivē arī koncentrēta sērskābe, jo veidojas nešķīstošs bārija sulfāts, bet karsējot reaģē ar to; karsējot bārija sulfāts izšķīst koncentrētā sērskābē, jo tas pārvēršas par bārija hidrogēnsulfātu.

Atlikušie IIA pamatgrupas metāli reaģē ar koncentrētu sērskābi jebkuros apstākļos, arī aukstumā. Atkarībā no metāla aktivitātes, reakcijas temperatūras un skābes koncentrācijas sēra reducēšanās var notikt līdz SO 2, H 2 S un S:

Mg + H2SO4 ( konc. .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H2SO4 ( konc. .) = 3MgSO4 + S↓ + 4H2O

4Ca + 5H2SO4 ( konc. .) = 4CaSO4 +H2S + 4H2O

ar sārmiem

Magnijs un sārmzemju metāli nesadarbojas ar sārmiem, un berilijs saplūšanas laikā viegli reaģē gan ar sārmu šķīdumiem, gan ar bezūdens sārmiem. Turklāt, ja reakcija tiek veikta ūdens šķīdumā, reakcijā piedalās arī ūdens, un produkti ir sārmu vai sārmzemju metālu tetrahidroksoberilāti un ūdeņraža gāze:

Be + 2KOH + 2H 2O = H2 + K 2 - kālija tetrahidroksoberilāts

Veicot reakciju ar cietu sārmu saplūšanas laikā, veidojas sārmu vai sārmzemju metālu un ūdeņraža berilāti

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - kālija berilāts

ar oksīdiem

Sārmzemju metāli, kā arī magnijs, karsējot, var samazināt mazāk aktīvos metālus un dažus nemetālus no to oksīdiem, piemēram:

Metodi reducēt metālus no to oksīdiem ar magniju sauc par magniju.

Ja D.I. Mendeļejeva periodiskajā elementu tabulā mēs zīmējam diagonāli no berilija uz astatīnu, tad apakšējā kreisajā pusē pa diagonāli būs metāla elementi (tajos ir iekļauti arī sānu apakšgrupu elementi, kas iezīmēti zilā krāsā), un augšējā labajā pusē - nemetāla elementi (izcelts dzeltenā krāsā). Elementiem, kas atrodas netālu no diagonāles - pusmetāliem vai metaloīdiem (B, Si, Ge, Sb utt.), Ir divkāršs raksturs (izcelts rozā krāsā).

Kā redzams attēlā, lielākā daļa elementu ir metāli.

Pēc savas ķīmiskās būtības metāli ir ķīmiski elementi, kuru atomi atdod elektronus no ārējiem vai pirmsārējiem enerģijas līmeņiem, veidojot pozitīvi lādētus jonus.

Gandrīz visiem metāliem ārējā enerģijas līmenī ir salīdzinoši lieli rādiusi un neliels elektronu skaits (no 1 līdz 3). Metāliem ir raksturīgas zemas elektronegativitātes vērtības un reducējošas īpašības.

Tipiskākie metāli atrodas periodu sākumā (sākot no otrā), tad no kreisās puses uz labo metāliskās īpašības vājinās. Grupā no augšas uz leju metāliskās īpašības palielinās, palielinoties atomu rādiusam (sakarā ar enerģijas līmeņu skaita palielināšanos). Tas noved pie elementu elektronegativitātes (spējas piesaistīt elektronus) samazināšanās un reducēšanas īpašību palielināšanās (spēja ziedot elektronus citiem atomiem ķīmiskās reakcijās).

Tipiski metāli ir s-elementi (IA grupas elementi no Li līdz Fr. PA grupas elementi no Mg līdz Ra). To atomu vispārējā elektroniskā formula ir ns 1-2. Tos raksturo attiecīgi oksidācijas pakāpes + I un + II.

Nelielais elektronu skaits (1–2) tipisku metālu atomu ārējā enerģijas līmenī nozīmē, ka šie elektroni ir viegli pazūdoši un tiem piemīt spēcīgas reducējošās īpašības, par ko liecina zemas elektronegativitātes vērtības. Tas nozīmē ierobežotās ķīmiskās īpašības un tipisku metālu iegūšanas metodes.

Tipiskiem metāliem raksturīga iezīme ir to atomu tendence veidot katjonus un jonu ķīmiskās saites ar nemetālu atomiem. Tipisku metālu savienojumi ar nemetāliem ir jonu kristāli no “nemetāla metalana”, piemēram, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipisku metālu katjoni ir iekļauti arī savienojumos ar kompleksiem anjoniem - hidroksīdiem un sāļiem, piemēram, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

A grupas metāliem, kas veido amfoterisko diagonāli periodiskajā tabulā Be-Al-Ge-Sb-Po, kā arī tiem blakus esošiem metāliem (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nav raksturīgas metāliskas īpašības. īpašības. To atomu vispārējā elektroniskā formula ns 2 n.p. 0-4 ietver lielāku oksidācijas pakāpju daudzveidību, lielāku spēju noturēt savus elektronus, pakāpenisku to reducēšanas spēju samazināšanos un oksidēšanas spēju parādīšanos, īpaši augstos oksidācijas pakāpēs (tipiski piemēri ir savienojumi Tl III, Pb IV, Bi v) . Līdzīga ķīmiskā uzvedība ir raksturīga lielākajai daļai (d-elementi, t.i., periodiskās tabulas B-grupu elementi (tipiski piemēri ir amfoteriskie elementi Cr un Zn).

Šī dualitātes (amfoterisko) īpašību izpausme, gan metālisko (bāzes), gan nemetāla, ir saistīta ar ķīmiskās saites raksturu. Cietā stāvoklī netipisku metālu savienojumi ar nemetāliem satur galvenokārt kovalentās saites (bet mazāk spēcīgas nekā saites starp nemetāliem). Šķīdumā šīs saites ir viegli saraujamas, un savienojumi sadalās jonos (pilnībā vai daļēji). Piemēram, metāla gallijs sastāv no Ga 2 molekulām, cietā stāvoklī alumīnija un dzīvsudraba hlorīdi (II) AlCl 3 un HgCl 2 satur spēcīgas kovalentās saites, bet šķīdumā AlCl 3 dissociē gandrīz pilnībā, un HgCl 2 - līdz. ļoti nelielā mērā (un pēc tam HgCl + un Cl - jonos).

Metālu vispārējās fizikālās īpašības

Tā kā kristāla režģī ir brīvi elektroni ("elektronu gāze"), visiem metāliem ir šādas raksturīgās vispārīgās īpašības:

1) Plastmasa- iespēja viegli mainīt formu, stiept stieplē un sarullēt plānās loksnēs.

2) Metālisks spīdums un necaurredzamība. Tas ir saistīts ar brīvo elektronu mijiedarbību ar gaismu, kas krīt uz metāla.

3) Elektrovadītspēja. Tas izskaidrojams ar brīvo elektronu virziena kustību no negatīvā pola uz pozitīvo nelielas potenciālu starpības ietekmē. Sildot, elektrovadītspēja samazinās, jo Paaugstinoties temperatūrai, pastiprinās atomu un jonu vibrācijas kristāla režģa mezglos, kas apgrūtina “elektronu gāzes” virziena kustību.

4) Siltumvadītspēja. To izraisa brīvo elektronu lielā mobilitāte, kuras dēļ temperatūra ātri izlīdzinās virs metāla masas. Vislielākā siltumvadītspēja ir bismutam un dzīvsudrabam.

5) Cietība. Cietākais ir hroms (griež stiklu); mīkstākos sārmu metālus - kāliju, nātriju, rubīdiju un cēziju - sagriež ar nazi.

6) Blīvums. Jo mazāka ir metāla atomu masa un jo lielāks ir atoma rādiuss, jo mazāks tas ir. Vieglākais ir litijs (ρ=0,53 g/cm3); smagākais ir osmijs (ρ=22,6 g/cm3). Metālus, kuru blīvums ir mazāks par 5 g/cm3, uzskata par “vieglajiem metāliem”.

7) Kušanas un viršanas punkti. Kūstošākais metāls ir dzīvsudrabs (mp = -39°C), ugunsizturīgākais metāls ir volframs (mp = 3390°C). Metāli ar kušanas temperatūru virs 1000°C tiek uzskatīti par ugunsizturīgiem, zemāk – ar zemu kušanas temperatūru.

Metālu vispārīgās ķīmiskās īpašības

Spēcīgi reducētāji: Me 0 – nē → Me n +

Vairāki spriegumi raksturo metālu salīdzinošo aktivitāti redoksreakcijās ūdens šķīdumos.

I. Metālu reakcijas ar nemetāliem

1) ar skābekli:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) ar sēru:
Hg + S → HgS

3) ar halogēniem:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Ar slāpekli:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Ar fosforu:
3Ca + 2P – t° → Ca 3P 2

6) Ar ūdeņradi (reaģē tikai sārmu un sārmzemju metāli):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Metālu reakcijas ar skābēm

1) Metāli elektroķīmiskā sprieguma virknē līdz H reducē neoksidējošās skābes par ūdeņradi:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H2

2Al+6HCl → 2AlCl3+3H 2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) Ar oksidējošām skābēm:

Ja jebkuras koncentrācijas slāpekļskābe un koncentrēta sērskābe mijiedarbojas ar metāliem Ūdeņradis nekad neizdalās!

Zn + 2H 2SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

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

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

4HNO3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Metālu mijiedarbība ar ūdeni

1) Aktīvie (sārmu un sārmzemju metāli) veido šķīstošu bāzi (sārmu) un ūdeņradi:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2

2) Vidējas aktivitātes metālus oksidē ūdens, karsējot līdz oksīdam:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktīvs (Au, Ag, Pt) - nereaģē.

IV. Mazāk aktīvo metālu aizstāšana ar aktīvākiem metāliem no to sāļu šķīdumiem:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Rūpniecībā viņi bieži izmanto nevis tīrus metālus, bet gan to maisījumus - sakausējumi, kurā viena metāla derīgās īpašības tiek papildinātas ar cita metāla labvēlīgajām īpašībām. Tādējādi vara ir zema cietība un nav piemērota mašīnu detaļu ražošanai, savukārt vara un cinka sakausējumi ( misiņš) jau ir diezgan cietas un tiek plaši izmantotas mašīnbūvē. Alumīnijam ir augsta elastība un pietiekams vieglums (mazs blīvums), bet tas ir pārāk mīksts. Pamatojoties uz to, tiek sagatavots sakausējums ar magniju, varu un mangānu - duralumīnijs (duralumīns), kas, nezaudējot alumīnija labvēlīgās īpašības, iegūst augstu cietību un kļūst piemērots lidmašīnu konstruēšanai. Plaši pazīstami ir dzelzs sakausējumi ar oglekli (un citu metālu piedevām). čuguns Un tērauda.

Brīvie metāli ir restauratori. Tomēr dažiem metāliem ir zema reaktivitāte, jo tie ir pārklāti virsmas oksīda plēve, dažādās pakāpēs, izturīgi pret ķīmiskiem reaģentiem, piemēram, ūdeni, skābju un sārmu šķīdumiem.

Piemēram, svins vienmēr ir pārklāts ar oksīda plēvi, tā pārejai šķīdumā ir nepieciešama ne tikai reaģenta (piemēram, atšķaidīta slāpekļskābes) iedarbība, bet arī karsēšana. Alumīnija oksīda plēve novērš tā reakciju ar ūdeni, bet to iznīcina skābes un sārmi. Irdena oksīda plēve (rūsa), veidojas uz dzelzs virsmas mitrā gaisā, netraucē turpmākai dzelzs oksidēšanai.

Reibumā koncentrēts skābes veidojas uz metāliem ilgtspējīgu oksīda plēve. Šo fenomenu sauc pasivēšana. Tātad koncentrētā veidā sērskābe metāli, piemēram, Be, Bi, Co, Fe, Mg un Nb tiek pasivēti (un pēc tam nereaģē ar skābi), un koncentrētā slāpekļskābē - metāli A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th un U.

Mijiedarbojoties ar oksidētājiem skābos šķīdumos, lielākā daļa metālu pārvēršas katjonos, kuru lādiņu nosaka noteikta elementa stabilais oksidācijas stāvoklis savienojumos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ un Fe 3). +)

Metālu reducējošā aktivitāte skābā šķīdumā tiek pārnesta ar virkni spriegumu. Lielākā daļa metālu tiek pārnesti šķīdumā ar sālsskābi un atšķaidītu sērskābi, bet Cu, Ag un Hg - tikai ar sērskābi (koncentrētu) un slāpekļskābi, bet Pt un Au - ar “regia vodku”.

Metāla korozija

Nevēlama metālu ķīmiskā īpašība ir to aktīva iznīcināšana (oksidācija) saskarē ar ūdeni un tajā izšķīdinātā skābekļa ietekmē. (skābekļa korozija). Piemēram, plaši pazīstama ir dzelzs izstrādājumu korozija ūdenī, kuras rezultātā veidojas rūsa un produkti sabrūk pulverī.

Metālu korozija notiek arī ūdenī izšķīdušo gāzu CO 2 un SO 2 klātbūtnes dēļ; tiek radīta skāba vide, un H + katjoni tiek izspiesti ar aktīviem metāliem ūdeņraža H 2 formā ( ūdeņraža korozija).

Divu atšķirīgu metālu saskares zona var būt īpaši kodīga ( kontakta korozija). Galvaniskais pāris rodas starp vienu metālu, piemēram, Fe, un citu metālu, piemēram, Sn vai Cu, kas ievietots ūdenī. Elektronu plūsma iet no aktīvāka metāla, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi (Re), uz mazāk aktīvo metālu (Sn, Cu), un aktīvākais metāls tiek iznīcināts (korodēts).

Tieši šī iemesla dēļ konservētā kārbu virsma (dzelzs pārklāta ar skārdu) sarūsē, ja to uzglabā mitrā atmosfērā un rīkojas nevērīgi (dzelzs ātri sabrūk pat pēc neliela skrāpējuma parādīšanās, ļaujot gludeklim nonākt saskarē ar mitrumu). Gluži pretēji, dzelzs kausa cinkotā virsma ilgstoši nerūsē, jo, pat ja ir skrāpējumi, nerūsē nevis dzelzs, bet gan cinks (aktīvāks metāls par dzelzi).

Konkrēta metāla izturība pret koroziju palielinās, ja to pārklāj ar aktīvāku metālu vai kad tie tiek sakausēti; Tādējādi dzelzs pārklāšana ar hromu vai dzelzs un hroma sakausējuma izgatavošana novērš dzelzs koroziju. Hromēts dzelzs un tērauds, kas satur hromu ( nerūsējošais tērauds), ir augsta izturība pret koroziju.

elektrometalurģija, t.i., metālu iegūšana ar kausējumu (aktīvākajiem metāliem) vai sāļu šķīdumu elektrolīzi;

pirometalurģija, t.i., metālu atgūšana no rūdām augstā temperatūrā (piemēram, dzelzs ražošana domnas procesā);

hidrometalurģija, t.i., metālu atdalīšana no to sāļu šķīdumiem ar aktīvākiem metāliem (piemēram, vara iegūšana no CuSO 4 šķīduma, iedarbojoties ar cinku, dzelzi vai alumīniju).

Vietējie metāli dažkārt sastopami dabā (tipiski piemēri ir Ag, Au, Pt, Hg), bet biežāk metāli sastopami savienojumu veidā ( metāla rūdas). Metālu daudzums zemes garozā ir atšķirīgs: no izplatītākajiem - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) līdz retākajiem - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Vielas ķīmiskās īpašības ir atkarīgas ne tikai no tā, no kādiem ķīmiskajiem elementiem tā sastāv, bet arī no vielas molekulu struktūras (strukturālā izomērija) un no molekulu telpiskās konfigurācijas (konformācija, stereoizomērija). Parasti vielām, kurām ir vienāds sastāvs un struktūra, ir vienādas ķīmiskās īpašības, izņemot reakcijas ar dažādas telpiskās konfigurācijas vielām. Šī atšķirība ir īpaši svarīga bioķīmijā, piemēram, proteīna spēja reaģēt ar citām bioloģiski aktīvām vielām var būt atkarīga no tā, kā tā salocās.

Ķīmisko īpašību piemēri

Skatīt arī

Piezīmes

Wikimedia fonds. 2010. gads.

Skatiet, kas ir “ķīmiskās īpašības” citās vārdnīcās:

Ķīmiskās īpašības- - noteikt materiāla spēju ķīmiski pārveidoties, saskaroties ar ārējās vides vielām (arī agresīvām), saglabāt savu sastāvu un struktūru inertā vidē, sastāvdaļu ķīmiskajā mijiedarbībā... ...

Ķīmiskās īpašības- — EN ķīmiskā īpašība Vielas īpašības atkarībā no atomu izvietojuma molekulā, piem. bio pieejamība, noārdīšanās spēja, noturība utt. (Avots: RRAA)… …

Ķīmiskās īpašības- – ķīmisko elementu elektromagnētisko mijiedarbību kopums, kas izraisa līdzsvara stabilu sistēmu (molekulu, jonu, radikāļu) veidošanos. Analītiskās ķīmijas vārdnīca... Ķīmiskie termini

Ķīmiskās īpašības- cheminės savybių statusas T joma automatika atitikmenys: engl. ķīmiskās īpašības vok. chemische Eigenschaften, f rus. ķīmiskās īpašības, n pranc. proprietés chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

Spirtu ķīmiskās īpašības ir spirtu ķīmiskās reakcijas mijiedarbībā ar citām vielām. Tos nosaka galvenokārt hidroksilgrupas klātbūtne un ogļūdeņražu ķēdes struktūra, kā arī to savstarpējā ietekme: Jo vairāk ... ... Wikipedia

Fizikāli ķīmiskās īpašības- - raksturo materiāla fizikālā stāvokļa ietekmi uz noteiktu ķīmisko procesu norisi (piemēram, materiāla dispersijas pakāpe ietekmē ķīmisko reakciju kinētiku). [Kosykh, A.V. Mākslīgā un dabiskā būvniecība... ... Būvmateriālu terminu, definīciju un skaidrojumu enciklopēdija

Ugunsizturīgo izejvielu fizikāli ķīmiskās īpašības- [ugunsizturīgs] – ugunsizturīgo izejvielu ķīmiskā un/vai graudu sastāva kopums [ugunsizturīgs], tā termomehāniskās un termofizikālās īpašības, kas nosaka pielietojuma apjomu. [GOST R 52918 2008] Termina virsraksts: Izejvielu enciklopēdijas virsraksti... Būvmateriālu terminu, definīciju un skaidrojumu enciklopēdija

Tiek apšaubīta raksta tēmas nozīme. Lūdzu, parādiet rakstā tā priekšmeta nozīmīgumu, pievienojot pierādījumus par nozīmīgumu saskaņā ar privātiem nozīmīguma kritērijiem vai privātu nozīmīguma kritēriju gadījumā... ... Wikipedia

fizikālās un ķīmiskās īpašības- fizikinės ir cheminės savybės statusas T joma automatika atitikmenys: engl. fizikāli ķīmiskās īpašības vok. physikalish chemische Eigenschaften, f rus. fizikālās un ķīmiskās īpašības, n pranc. proprietés physico chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

fizikāli ķīmiskās īpašības- - [A.S. Goldbergs. Angļu-krievu enerģētikas vārdnīca. 2006] Tēmas: enerģija kopumā EN fizikāli ķīmiskās īpašības ... Tehniskā tulkotāja rokasgrāmata

Grāmatas

• Pusvadītāju vielu fizikāli ķīmiskās īpašības. Katalogs, . Uzziņu grāmatā sistematizētas tīras neorganiskas kristāliskas, kā arī dažu stiklveida, elementāru, dubultu, trīskāršu un sarežģītāku vielu pamatīpašības...

Par pēdējo 200 cilvēces gadi pētīja vielu īpašības labāk nekā visā ķīmijas attīstības vēsturē. Protams, strauji pieaug arī vielu skaits, kas, pirmkārt, ir saistīts ar dažādu vielu iegūšanas metožu attīstību.

Ikdienā mēs sastopamies ar daudzām vielām. Starp tiem ir ūdens, dzelzs, alumīnijs, plastmasa, soda, sāls un daudzi citi. Dabā esošās vielas, piemēram, gaisā esošais skābeklis un slāpeklis, ūdenī izšķīdušās un dabiskas izcelsmes vielas, sauc par dabīgām vielām. Alumīnijs, cinks, acetons, kaļķis, ziepes, aspirīns, polietilēns un daudzas citas vielas dabā nepastāv.

Tos iegūst laboratorijā un ražo rūpniecībā. Mākslīgās vielas dabā nav sastopamas, tās ir radītas no dabīgām vielām. Dažas dabā esošās vielas var iegūt arī ķīmiskajā laboratorijā.

Tādējādi, karsējot kālija permanganātu, izdalās skābeklis, un, karsējot krītu, izdalās skābeklis. oglekļa dioksīds. Zinātnieki ir iemācījušies pārvērst grafītu par dimantu, viņi audzē rubīna, safīra un malahīta kristālus. Tātad līdzās dabiskas izcelsmes vielām ir milzīgs daudzums mākslīgi radītu vielu, kuras dabā nav sastopamas.

Dabā neatrastas vielas ražo dažādos uzņēmumos: rūpnīcas, rūpnīcas, kombaini utt.

Mūsu planētas dabas resursu izsīkšanas kontekstā ķīmiķiem tagad ir svarīgs uzdevums: izstrādāt un ieviest metodes, ar kuru palīdzību ir iespējams mākslīgi, laboratorijā vai rūpnieciskā ražošanā iegūt vielas, kas ir dabisko vielu analogi. Piemēram, fosilā kurināmā rezerves dabā izsīkst.

Var pienākt brīdis, kad beigsies nafta un dabasgāze. Jau šobrīd tiek izstrādāti jauni degvielas veidi, kas būtu tikpat efektīvi, bet nepiesārņotu vidi. Mūsdienās cilvēce ir iemācījusies mākslīgi iegūt dažādus dārgakmeņus, piemēram, dimantus, smaragdus un berilus.

Vielas stāvoklis

Vielas var pastāvēt vairākos agregācijas stāvokļos, no kuriem trīs jums ir zināmi: ciets, šķidrs, gāzveida. Piemēram, ūdens dabā pastāv visos trīs agregācijas stāvokļos: cieta (ledus un sniega veidā), šķidra (šķidrais ūdens) un gāzveida (ūdens tvaiki). Ir zināmas vielas, kas normālos apstākļos nevar pastāvēt visos trijos agregācijas stāvokļos. Piemēram, šāda viela ir oglekļa dioksīds. Istabas temperatūrā tā ir gāze bez smaržas un bezkrāsas. Temperatūrā -79°Cšī viela “sasalst” un pārvēršas cietā agregācijas stāvoklī. Šādas vielas ikdienas (triviālais) nosaukums ir “sausais ledus”. Šis nosaukums šai vielai ir dots tāpēc, ka “sausais ledus” bez kušanas pārvēršas par oglekļa dioksīdu, tas ir, nepārejot uz šķidru agregācijas stāvokli, kas atrodas, piemēram, ūdenī.

Tādējādi var izdarīt svarīgu secinājumu. Viela, pārejot no viena agregācijas stāvokļa uz citu, nepārvēršas citās vielās. Noteiktu pārmaiņu, transformācijas procesu sauc par fenomenu.

Fizikālās parādības. Vielu fizikālās īpašības.

Parādības, kurās vielas maina savu agregācijas stāvokli, bet nepārvēršas citās vielās, sauc par fizikālām. Katrai atsevišķai vielai ir noteiktas īpašības. Vielu īpašības var būt atšķirīgas vai līdzīgas viena otrai. Katra viela ir aprakstīta, izmantojot fizikālo un ķīmisko īpašību kopumu. Kā piemēru ņemsim ūdeni. Ūdens sasalst un pārvēršas ledū 0°C temperatūrā, savukārt +100°C temperatūrā vārās un pārvēršas tvaikos. Šīs parādības tiek uzskatītas par fizikālām, jo ​​​​ūdens nav pārvērties par citām vielās, notiek tikai izmaiņas agregācijas stāvoklī. Šie sasalšanas un viršanas punkti ir ūdens fizikālās īpašības.

Vielu īpašības, kas noteiktas ar mērījumiem vai vizuāli, ja dažas vielas nepārveidojas citās, sauc par fizikālām

Spirta iztvaikošana, tāpat kā ūdens iztvaikošana– fizikālās parādības, vielas šajā gadījumā maina savu agregācijas stāvokli. Pēc eksperimenta jūs varat būt pārliecināti, ka alkohols iztvaiko ātrāk nekā ūdens – tādas ir šo vielu fizikālās īpašības.

Vielu galvenās fizikālās īpašības ir šādas: agregācijas stāvoklis, krāsa, smarža, šķīdība ūdenī, blīvums, viršanas temperatūra, kušanas temperatūra, siltumvadītspēja, elektrovadītspēja. Tādas fizikālās īpašības kā krāsa, smarža, garša, kristāla forma var noteikt vizuāli, izmantojot maņas, un blīvumu, elektrovadītspēju, kušanas un viršanas punktus nosaka ar mērījumiem. Informācija par daudzu vielu fizikālajām īpašībām tiek apkopota specializētajā literatūrā, piemēram, uzziņu grāmatās. Vielas fizikālās īpašības ir atkarīgas no tās agregācijas stāvokļa. Piemēram, ledus, ūdens un ūdens tvaiku blīvums ir atšķirīgs.

Gāzveida skābeklis ir bezkrāsains, bet šķidrais skābeklis ir zils. Fizikālo īpašību zināšanas palīdz “atpazīt” daudzas vielas. Piemēram, varš- Vienīgais metāls, kas ir sarkanā krāsā. Tikai galda sālim ir sāļa garša. Jods- Gandrīz melna cieta viela, kas karsējot pārvēršas purpursarkanā tvaikā. Vairumā gadījumu, lai identificētu vielu, jāņem vērā vairākas tās īpašības. Kā piemēru raksturosim ūdens fizikālās īpašības:

• krāsa - bezkrāsains (mazos apjomos)
• smarža - bez smaržas
• agregācijas stāvoklis - šķidrs normālos apstākļos
• blīvums – 1 g/ml,
• viršanas temperatūra - +100°С
• kušanas temperatūra – 0°С
• siltumvadītspēja – zema
• elektrovadītspēja - tīrs ūdens nevada elektrību

Kristāliskas un amorfas vielas

Aprakstot cietvielu fizikālās īpašības, ir ierasts aprakstīt vielas struktūru. Pārbaudot galda sāls paraugu zem palielināmā stikla, pamanīsit, ka sāls sastāv no daudziem sīkiem kristāliņiem. Sāls atradnēs var atrast arī ļoti lielus kristālus. Kristāli ir cietas vielas regulāru daudzskaldņu formā. Kristāliem var būt dažādas formas un izmēri. Dažu vielu kristāli, piemēram, galda sāls sāls – trausls un viegli salaužams. Ir kristāli, kas ir diezgan cieti. Piemēram, dimants tiek uzskatīts par vienu no cietākajiem minerāliem. Pārbaudot galda sāls kristālus mikroskopā, pamanīsit, ka tiem visiem ir līdzīga struktūra. Ja ņemam vērā, piemēram, stikla daļiņas, tām visām būs atšķirīga struktūra – šādas vielas sauc par amorfām. Amorfās vielas ir stikls, ciete, dzintars un bišu vasks. Amorfās vielas ir vielas, kurām nav kristāliskas struktūras

Ķīmiskās parādības. Ķīmiskā reakcija.

Ja fizikālo parādību laikā vielas, kā likums, tikai maina savu agregācijas stāvokli, tad ķīmisko parādību laikā notiek dažu vielu pārvēršanās citās vielās. Šeit ir daži vienkārši piemēri: sērkociņa dedzināšanu pavada koksnes pārogļošanās un gāzveida vielu izdalīšanās, tas ir, notiek neatgriezeniska koksnes pārvēršanās citās vielās. Vēl viens piemērs: Laika gaitā bronzas skulptūras pārklājas ar zaļu pārklājumu. Fakts ir tāds, ka bronzā ir varš. Šis metāls lēnām mijiedarbojas ar skābekli, oglekļa dioksīdu un gaisa mitrumu, kā rezultātā uz skulptūras virsmas veidojas jaunas zaļas vielas Ķīmiskās parādības - parādības, kad viena viela pārvēršas citā Vielu mijiedarbības procesu ar jaunu vielu veidošanos sauc par ķīmisko reakciju. Ķīmiskās reakcijas notiek mums visapkārt. Ķīmiskās reakcijas notiek arī mūsos pašos. Mūsu organismā nepārtraukti notiek daudzu vielu pārvērtības, vielas reaģē viena ar otru, veidojot reakcijas produktus. Tādējādi ķīmiskajā reakcijā vienmēr ir reaģējošas vielas un vielas, kas veidojas reakcijas rezultātā.

• Ķīmiskā reakcija– vielu mijiedarbības process, kura rezultātā veidojas jaunas vielas ar jaunām īpašībām
• Reaģenti- vielas, kas nonāk ķīmiskā reakcijā
• Produkti– vielas, kas veidojas ķīmiskas reakcijas rezultātā

Ķīmisko reakciju vispārīgā formā attēlo reakcijas diagramma REAĢENTI -> PRODUKTI

• reaģenti– izejvielas, kas ņemtas reakcijas veikšanai;
• produktiem– reakcijas rezultātā veidojas jaunas vielas.

Jebkuras ķīmiskas parādības (reakcijas) pavada noteiktas pazīmes, ar kuru palīdzību var atšķirt ķīmiskās parādības no fizikālajām. Šādas pazīmes ietver vielu krāsas izmaiņas, gāzu izdalīšanos, nogulumu veidošanos, siltuma izdalīšanos un gaismas emisiju.

Daudzas ķīmiskās reakcijas pavada enerģijas izdalīšanās siltuma un gaismas veidā. Parasti šādas parādības pavada degšanas reakcijas. Degšanas reakcijās gaisā vielas reaģē ar gaisā esošo skābekli. Piemēram, metāla magnijs uzliesmo un sadeg gaisā ar spilgtu, apžilbinošu liesmu. Tāpēc magnija zibspuldze tika izmantota fotogrāfiju radīšanai 20. gadsimta pirmajā pusē. Dažos gadījumos ir iespējams atbrīvot enerģiju gaismas veidā, bet neizlaižot siltumu. Viena veida Klusā okeāna planktons spēj izstarot spilgti zilu gaismu, kas ir skaidri redzama tumsā. Enerģijas izdalīšanās gaismas veidā ir ķīmiskas reakcijas rezultāts, kas notiek šāda veida planktona organismos.

Raksta kopsavilkums:

• Ir divas lielas vielu grupas: dabiskas un mākslīgas izcelsmes vielas.
• Normālos apstākļos vielas var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļos
• Vielu īpašības, kas noteiktas ar mērījumiem vai vizuāli, ja dažas vielas nepārveidojas citās, sauc par fizikālām
• Kristāli ir cietas vielas regulāru daudzskaldņu formā.
• Amorfās vielas ir vielas, kurām nav kristāliskas struktūras
• Ķīmiskās parādības - parādības, kad viena viela pārvēršas citā
• Reaģenti ir vielas, kas nonāk ķīmiskā reakcijā.
• Produkti ir vielas, kas veidojas ķīmiskas reakcijas rezultātā
• Ķīmiskās reakcijas var pavadīt ar gāzu, nogulumu, siltuma, gaismas izdalīšanos; vielu krāsas maiņa
• Degšana ir sarežģīts fizikāli ķīmisks process, kurā ķīmiskās reakcijas laikā izejvielas pārvēršas sadegšanas produktos, ko pavada intensīva siltuma un gaismas (liesmas) izdalīšanās.

Dievs cilvēkam deva dzelzi, bet velns rūsu.

Sakāmvārds

Īpašumu izmaiņas gadu desmitiem. Tā kā d-elementus raksturo pozitīvs st.ok., tad vienkāršu vielu veidā tiem piemīt reducējošas īpašības, kuras ūdens šķīdumos raksturo redokspotenciāla E vērtība. 0 Desmitēs no kreisās uz labo, tā vērtība, kas korelē ar vērtību I 1, augošs, bet pārejot uz mangānu un cinka apakšgrupu, neskatoties uz straujo I 1 pieaugumu, tas samazinās, jo samazinās I 2 vērtība un samazinās kristāla režģa enerģija, pārejot uz šiem metāliem (no tiem, kas atrodas pa kreisi no tiem periodiskajā tabulā).

Kompaktā stāvoklī pie apgr. pat pirmās desmitgades M ar negatīvām vērtībām E (0 no Sc līdz Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpasivēšana oksīda plēves uz to virsmas. Tomēr sarkanā karstuma temperatūrā mazāk aktīvie metāli (dzelzs, niķelis, vanādija un titāna analogi) izspiež ūdeņradi no ūdens. M reaktivitāte arī strauji palielinās, kad tie tiek pārvērsti par labi stāvoklī, piemēram, mangāna un hroma pulveri mijiedarbojas ar ūdeni pie r.b. (ar MnO 2 un Cr 2 O 3 veidošanos).

Visi pirmās desmitgades metāli, kuriem E 0 izspiež ūdeņradi no atšķaidītas skābes šķīdumiem< 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).

Ir izskaidrota vanādija anomālā pasivitāte (E 0 = –1,20 V) atšķaidītās skābēs īpašs blīvums tā oksīda plēve. Tas šķīst tikai HF vai koncentrētā HNO3, ar ko šis metāls reaģē:

V + HNO 3 = HVO 3 + NO.

Cits aktīvs M atkarībā no šķīdība to oksīda plēve koncentrētā slāpekļskābē vai nu reaģē ar to, reducējot slāpekli līdz (-3) (tas ir cinks, mangāns un skandija apakšgrupa), vai arī tā tiek pasivēta oksīda plēves sabiezēšanas dēļ, piemēram, Cr 124.

Pasivāciju var veikt arī mākslīgi. Tādējādi, apstrādājot hromu (kas atrodas sprieguma diapazonā starp cinku un dzelzi) ar koncentrētu slāpekļskābi, tā potenciāls palielinās no –0,56 V līdz +1,2 V, t.i. padara Cr gandrīz tikpat cēlu kā Pt. (Hroms nerūsējošā tēraudā un citos 125 sakausējumos ir īpaši viegli dezaktivējams.) Koncentrēts H 2 SO 4 un HNO 3 arī pasivizē dzelzi.

Kobalts un niķelis pēc ķīmiskās aktivitātes ir līdzīgi Fe atomu rādiusu tuvuma dēļ (tāpēc tie tiek apvienoti ģimenedziedzeris). Tomēr, ja dzelzs reaģē ar atšķaidītu HCl un H 2 SO 4 apkārtējās vides apstākļos, tad Co un Ni reaģē ar karsēšanu. Turklāt slāpekļskābe tos dezaktivē mazākā mērā nekā dzelzs, jo to oksīdi šajā skābē šķīst labāk.

Ņemiet vērā, ka otrās un trešās desmitgades elementiem E 0 vērtības izmaiņu raksturs paliek aptuveni tāds pats kā pirmajā.

Īpašumu izmaiņas apakšgrupās. I 1 vērtība d-apakšgrupās galvenokārt ir aug unspēks palielinās saites M režģī (sal. t.p.). Tā rezultātā (atšķirībā no galvenajām apakšgrupām un Sc apakšgrupām) E 0 vērtība kļūst pozitīvāka un metālu reaktivitāte. samazinās.

Tātad IB apakšgrupā, ja varš izšķīst koncentrētā sērskābē pie apgr.v., tad sudrabs tikai pie t > 160 0 C. Savukārt sudrabs, tāpat kā varš telpatemperatūra mijiedarbojas ar slāpekļskābi, un zelts mijiedarbojas tikai ar Aqua Regia (kā arī ar selēnskābi (skatīt iepriekš) un ar hlora ūdeni HCl klātbūtnē).

IIB apakšgrupā Zn šķīst pat etiķskābē, Cd šķīst HCl, bet Hg (E 0 > 0) tikai HNO (3 ar skābes trūkumu, oksidēšanās notiek līdz Hg, 2 2 + un ar pārpalikumu - uz Hg). 2+

Tāpat VIIB apakšgrupā Mn reaģē ar CH COOH 3, un Tc un Re (to vērtības

E 0: attiecīgi 0,47 V un 0,37 V), pie r.b. šķīst tikai oksidējošās skābēs, piemēram, slāpekļskābē (produkti NO un HEO 4).

VIIIB apakšgrupā visi dzelzs saimes metāli mijiedarbojas ar atšķaidītām skābēm. Un to analogi, t.i. platīna metāli (E 0 > 0) oksidējas tikai iekšā grūts apstākļiem, un to rādiusu tuvums nosaka lielu līdzībaķīmiskajā uzvedībā, bet ir arī atšķirības.

Tādējādi visaktīvākā no tām, pallādijs, ir skābe, tāpat kā sudrabs; un rodijs un irīdijs, atšķirībā no pārējiem, nešķīst pat “regia degvīnā” 126. Tie reaģē ar nātrija hlorīda šķīdumu, kas piesātināts ar hloru sarkanā temperatūrā veidošanās dēļ. ilgtspējīgu kompleksi Na 3 [ECl 6 ]. Tomēr melnā formā šie metāli viegli reaģē ar karstu sērskābi un pat ar sālsskābi skābekļa klātbūtnē. Ņemiet vērā, ka šādos apstākļos osmijs, pateicoties tā augstajai afinitātei pret skābekli (?), izšķīst kompaktā formā.

IV, V un VI sānu apakšgrupās otrās un trešās desmitgades M E 0< 0 , но за счет влиянияblīvs oksīda plēvi uz to virsmas, tie reaģē ar skābēm tikai skarbos apstākļos. Tātad Zr un Hf šķīst tikai kompleksveidojošās skābēs: karstā sērskābē (produkts – H 2 [E(SO 4) ] 3) un fluorūdeņražskābē (H 4 [EF 8 ]); karsējot molibdēns mijiedarbojas tikai ar oksidējošām skābēm, bet volframs, niobijs un tantals tikai ar HF un HNO maisījumu (attiecīgi 3 produkti NO un H 2 WF 8 vai H 2 EF 7).

Tātad, neatkarīgi no tā, vai tiek uzlikts kinētiskais faktors (pasivējošā plēve) vai nē, d-metālu aktivitāte pret skābēm apakšgrupās samazinās. Izņēmums, kā jau minēts, ir skandija apakšgrupa, kurā nav f-saspiešanas ietekmes un atoma rādiusa vērtību izmaiņu raksturs, I 1 un E 0 ir tāds pats kā galvenajās apakšgrupās. Tā rezultātā lantāns (atšķirībā no skandija un itrija, kas šķīst tikai skābēs) pat mijiedarbojas ar ūdeni:

La + H 2 O → La(OH) 3 + H 2 .

D-metālu attiecība pret sārmiem. Sudrabs 127 ir visizturīgākais pret sārmu, un cinks ir vismazāk izturīgs: vienmērīgs risinājums sārms, samazinot ūdens ūdeņradi un veidojot kompleksu 128 -. Atlikušie d-metāli, ja tie mēdz eksistēt anjonu formā, reaģē ar sārmiem (vai soda) saplūšanas laikā, Piemēram:

Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .

⎭ ⎩Na 3 VO 4

Citu gadījumā ir jābūt oksidētājs:

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

O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2 .

Turklāt W un Mo mijiedarbojas ar sārmiem aktīvāk nekā Cr, jo Reakcijas laikā to virsma tiek pārklāta ar skābāku oksīdu (EO) 3 nekā hromam (Cr 2 O 3).

D-metālu mijiedarbība ar vienkāršām vielām. Korozija. Telpas apstākļos tikai fluors oksidē lielāko daļu d-metālu, izņemot cēlos (bet reakcijas ar Cu, Ni, Fe (kā arī ar Pb, Al) aprobežojas ar fluorīdu aizsargplēvju veidošanos). Turklāt ob.u. zelts mijiedarbojas ar bromu, un dzīvsudrabs mijiedarbojas ar jodu un sēru, jo veidojas termodinamiski ļoti ilgtspējīgu produkti: AuBr, 3 HgI 2 un HgS (skat. sadaļu “Halogēni”).

Gaisā, smalki izkliedētā stāvoklī, diezgan aktīvi metāli (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) pirofori 2 (t.i., tie iedegas, saskaroties ar gaisu), bet kompaktā formā lielākā daļa M ir stabili pasivācijas dēļ. It īpaši blīvs virsmas plēves veido vanādija un titāna apakšgrupas metāli, tāpēc tām ir augsta izturība pret koroziju (pat jūras ūdenī).

Citi metāli nav tik stabili. Gaisa komponentu (kuru?) ietekmē cinka un vara korozija notiek lēni (veidojot E 2 (OH) 2 CO 3); Pat sudrabs kļūst tumšāks, pārklājoties ar sulfīdu (kombinētā O 2, H 2 O un H 2 S ietekmē; kāda ir katra no tām loma?).

Īpaši ātri sarūsē dzelzs. Tiesa, sausā atmosfērā tā oksidēšanās notiek tikai pirms veidošanās blīvs FeO pasivējošā plēve. Bet mitruma klātbūtnē reakcijas rezultātā iegūtais produkts:

Fe + H 2 O → FeO + H 2 ,

oksidēts ar skābekli, aktivēts ar H 2 O molekulām līdz Fe 2 O 3. Šajā gadījumā ūdens, ko absorbē metāla virsma, daļēji izšķīdinot oksidācijas produktus sevī, kavē veidošanās blīvs oksīda struktūra, kā rezultātā rodas dzelzs korozija dziļi lejā.

Sārmu pievienošana samazina skābekļa oksidācijas potenciālu, un tāpēc process norit mazākā mērā. Pieraksti to Ļotitīrs dzelzs, kas labi adsorbē ūdeņradi un tādējādi pasivē tā virsmu, neoksidējas.

Lai aizsargātu pret koroziju, rūpniecisko dzelzi krāso vai pakļauj alvošanai, cinkošanai, hromēšanai, niķelēšanai, nitrēšanai (Fe 4 N pārklājums), cementēšanai (Fe C 3) un citām apstrādes metodēm. It īpaši, vitrifikācija metāla virsmas apstrāde ar lāzeru palielina izturību pret koroziju 12 reizes, bet, M karsējot virs 200 0 C, šis efekts zūd. Uzticamāks, bet dārgs veids, kā cīnīties pret dzelzs oksidāciju gaisā, ir ražot nerūsējošo tēraudu (18% Cr un 9% Ni).

Tomēr korozija ir lēns process un diezgan ātri d-metāli reaģē tikai ar nemetāliem kad tiek uzkarsēts, pat aktīvākās skandija M apakšgrupas (oksidējas līdz (+3)). (Tomēr no Sc līdz La mijiedarbības aktivitāte palielinās (?), un, piemēram, lantāns aizdegas hlorā pie ob.u.)

Mazāk reaģējošu (?) titāna apakšgrupas metālu gadījumā tas ir nepieciešams vairāk apkure (virs 150 0 C). Šajā gadījumā Hf pārvēršas par Hf + 4, un Ti un Zr var veidot produktus zemāks st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2 uc Tomēr tie ir spēcīgi reducētāji, īpaši Zr (?) gadījumā - gaisā oksidējas vai dismutējas:

ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .

Ar vēl mazāk aktīviem vanādija apakšgrupas metāliem reakcijas notiek pie t > 400 0 C, un ar produktu veidošanos tikai visaugstākajā pakāpē. (+5).

Pārejot uz hroma apakšgrupu, reaktivitāte M augošs(sakarā ar lielāku oksīdu nepastāvību), bet samazinās no Cr līdz W (?). Tādējādi hroms mijiedarbojas ar visu Г2, molibdēns nereaģē ar I2, un volframs nereaģē ar Br2. Turklāt hroma oksidēšanās palielinās līdz (+3), bet tā analogiem - līdz (+6). (Ņemiet vērā, ka WF ir 6. smagākā gāze nulles līmenī)

Līdzīgi modeļi ir novērojami arī citās d-metālu apakšgrupās. Tādējādi tehnēcijs un rēnijs nesadarbojas ar jodu, bet ar citiem halogēniem - tikai pie t > 400 0 C, veidojot EG 7. Tajā pašā laikā mangāns oksidējas ar nelielu karsēšanu

pat pelēks un līdz st.ok. (+2).

Varš reaģē ar slapjš hlors pie apgr.p.c., sudrabs - ar nelielu karsēšanu, un zelts - tikai pie t> 200 0 C. Sildot, skābeklis iedarbojas tikai uz varu (CuO produkts, augstākā temperatūrā - Cu 2 O (?)), un sudrabu oksidē (atšķirībā no zelts) ar ozonu (līdz AgO).

Cinks sadeg arī CO 2 un dzīvsudrabs apkārtējās vides apstākļos. Tas pat nav pārklāts ar oksīda plēvi. Karsējot līdz 300 0 C, veidojas oksīdu HgO un Hg 2 O maisījums, kas pie t> 400 0 C atdala O, pārvēršoties Hg, bet kadmija oksīda sadalīšanās temperatūra ir 1813 0 C, bet ZnO ir 1950. 0 C.

Ķīmiski stabilākie platīna metāli un zelts, bet ar pietiekamu karsēšanu tie reaģē gandrīz ar visiem nemetāliem (G 2, O 2, S, P, As), lai gan ar atšķirīgu aktivitāti un selektivitāte; proti: periodos no kreisās puses uz labo pretestība pret O 2 un F 2 palielinās, pret Cl 2 un S samazinās (atbilstoši elementu atomu elektroniskajai struktūrai (?)).

Tātad, ja fluors reaģē ar platīnu tikai pie t > 400 0 C, tad hlors reaģē pie 250 0 C (produkts PtCl 2). Vai arī, ja ņemam vērā mijiedarbību ar skābekli: osmijs melnā formā oksidējas gaisā pie r.b. (līdz OsO 4), rutēnijs - ar nelielu karsēšanu, bet pārējais - sarkanā karstuma temperatūrā. Produkti: IrO 2, PdO, PtO 2, Rh 2 O 3.

(Ar spēcīgāku karsēšanu šie oksīdi sadalās, un, ja reakcija:

PtO 2 → Pt+ O 2

notiek 500 0 C temperatūrā, tad sadalās:

RuO 2 → Ru+ O 2

notiek tikai tad, ja t > 1300 0 C).

Līdzīgs metāla izturības pret skābekli pieaugums tiek novērots, pārejot no dzelzs uz niķeli (sk. 14. tabulu).

14. tabula. Dzelzs saimes metālu mijiedarbības ar skābekli raksturojums

Cietu šķīdumu veidošanās. D-metālu īpašība ir to tendence st.ok daudzveidības dēļ. un valences stāvokļi, lai veidotu savienojumus nestehiometrisks sastāvs: intermetāliskie savienojumi (AlNi u.c.) vai metalīdi (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 utt.). Un cietie šķīdumi, jo īpaši risinājumi īstenošana gāzes Tādējādi skandija un titāna apakšgrupas metāli absorbē ūdeņradi pie apgr.p.a. uz sastāvu: EH 2 un EH (3 karsējot, H 2 šķīdība samazinās).

Niķelim un pallādijam ir īpaša afinitāte pret ūdeņradi (1 V Pd izšķīdina 1000 V H 2), tāpēc tie ir reakcijas katalizatori. hidrogenēšana. Un, piemēram, platīns galvenokārt sorbē O2 (līdz 700 V) un tāpēc tiek izmantots kā katalizators procesiem, kas saistīti ar skābekli: oksidēšanās NH 3 uz NO, SO 2 uz SO, 3 automašīnu izplūdes gāzu pēcsadedzināšanai (šajā gadījumā jo īpaši NO pārvēršas par N 2 un CO par CO 2) utt.

Šo metālu katalītiskās darbības mehānisms ir tāds, ka, kā tiek pieņemts, gāzes izšķīst M atomizēts. Tādējādi ūdeņradis, kas izdalās, karsējot tā šķīdumu metālā, ir spēcīgāks reducētājs nekā molekulārais.

Turklāt, piemēram, pallādijs, absorbējot H 2 līdz noteiktai robežai, saglabā savas metāliskās īpašības, bet zaudē paramagnētismu. Tas nozīmē, ka vismaz daži no ūdeņraža atomiem atdod savus valences elektronus metāla vadītspējas joslai.

Ir arī pierādījumi par daļēju hidrīdjonu veidošanos, piemēram, kad ūdeņradis izšķīst dzelzē. Saņemts utt. nekonvencionālie hidrīdi, kuros H 2 molekulas ir koordinētas kopumā uz d-metāla atoma. (Tie kalpo kā modeļi starpproduktu izpētei, kas rodas katalīzes laikā.)