Todas as propriedades químicas. Propriedades químicas e físicas das substâncias

O Grupo IIA contém apenas metais – Be (berílio), Mg (magnésio), Ca (cálcio), Sr (estrôncio), Ba (bário) e Ra (rádio). As propriedades químicas do primeiro representante deste grupo, o berílio, diferem mais fortemente das propriedades químicas dos outros elementos deste grupo. Suas propriedades químicas são, em muitos aspectos, ainda mais semelhantes às do alumínio do que a de outros metais do Grupo IIA (a chamada “semelhança diagonal”). O magnésio, em suas propriedades químicas, também difere marcadamente do Ca, Sr, Ba e Ra, mas ainda possui propriedades químicas muito mais semelhantes a eles do que ao berílio. Devido à significativa semelhança nas propriedades químicas do cálcio, estrôncio, bário e rádio, eles são combinados em uma família chamada Terra alcalina metais.

Todos os elementos do grupo IIA pertencem ao é-elementos, ou seja, contém todos os seus elétrons de valência é-subnível Assim, a configuração eletrônica da camada eletrônica externa de todos os elementos químicos deste grupo tem a forma ns 2 , Onde n– número do período em que o elemento está localizado.

Devido às peculiaridades da estrutura eletrônica dos metais do grupo IIA, esses elementos, além de zero, podem apresentar apenas um único estado de oxidação igual a +2. Substâncias simples formadas por elementos do grupo IIA, quando participam de quaisquer reações químicas, só são capazes de oxidação, ou seja, doar elétrons:

Eu 0 – 2e — → Eu +2

Cálcio, estrôncio, bário e rádio têm reatividade química extremamente alta. As substâncias simples por eles formadas são agentes redutores muito fortes. O magnésio também é um forte agente redutor. A atividade redutora dos metais obedece às leis gerais da lei periódica de D.I. Mendeleev e aumenta o subgrupo.

Interação com substâncias simples

com oxigênio

Sem aquecimento, o berílio e o magnésio não reagem nem com o oxigênio atmosférico nem com o oxigênio puro devido ao fato de serem cobertos por finas películas protetoras compostas por óxidos de BeO e MgO, respectivamente. Seu armazenamento não requer métodos especiais de proteção contra ar e umidade, ao contrário dos metais alcalino-terrosos, que são armazenados sob uma camada de líquido inerte a eles, na maioria das vezes querosene.

Be, Mg, Ca, Sr, quando queimados em oxigênio, formam óxidos da composição MeO, e Ba - uma mistura de óxido de bário (BaO) e peróxido de bário (BaO 2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Deve-se notar que quando metais alcalino-terrosos e magnésio queimam no ar, também ocorre uma reação colateral desses metais com o nitrogênio atmosférico, como resultado, além de compostos de metais com oxigênio, nitretos com fórmula geral Me 3 N 2 também são formados.

com halogênios

O berílio reage com halogênios apenas em altas temperaturas, e o restante dos metais do Grupo IIA - já em temperatura ambiente:

Mg + I 2 = MgI 2 – Iodeto de magnésio

Ca + Br 2 = CaBr 2 – brometo de cálcio

Ba + Cl 2 = BaCl 2 – cloreto de bário

com não metais dos grupos IV-VI

Todos os metais do grupo IIA reagem quando aquecidos com todos os não-metais dos grupos IV-VI, mas dependendo da posição do metal no grupo, bem como da atividade dos não-metais, são necessários vários graus de aquecimento. Como o berílio é o mais quimicamente inerte entre todos os metais do grupo IIA, é necessário um uso significativo ao realizar suas reações com não metais. Ó temperatura mais alta.

Deve-se notar que a reação dos metais com o carbono pode formar carbonetos de diferentes naturezas. Existem carbonetos que pertencem aos metanetos e são convencionalmente considerados derivados do metano, nos quais todos os átomos de hidrogênio são substituídos por metal. Eles, assim como o metano, contêm carbono no estado de oxidação -4 e, quando são hidrolisados ou interagem com ácidos não oxidantes, um dos produtos é o metano. Existe também outro tipo de carbonetos - os acetilenetos, que contêm o íon C 2 2-, que na verdade é um fragmento da molécula de acetileno. Carbonetos como os acetilenetos, após hidrólise ou interação com ácidos não oxidantes, formam o acetileno como um dos produtos da reação. O tipo de carboneto - metaneto ou acetileno - obtido quando um determinado metal reage com o carbono depende do tamanho do cátion metálico. Íons metálicos com raio pequeno geralmente formam metanetos, e íons maiores formam acetilenetos. No caso dos metais do segundo grupo, o metaneto é obtido pela interação do berílio com o carbono:

Os demais metais do grupo II A formam acetilenetos com carbono:

Com o silício, os metais do grupo IIA formam silicietos - compostos do tipo Me 2 Si, com nitrogênio - nitretos (Me 3 N 2), com fósforo - fosfetos (Me 3 P 2):

com hidrogênio

Todos os metais alcalino-terrosos reagem com o hidrogênio quando aquecidos. Para que o magnésio reaja com o hidrogênio, apenas o aquecimento, como no caso dos metais alcalino-terrosos, não é suficiente; além da alta temperatura, também é necessário aumentar a pressão do hidrogênio. O berílio não reage com o hidrogênio em nenhuma condição.

Interação com substâncias complexas

com água

Todos os metais alcalino-terrosos reagem ativamente com a água para formar álcalis (hidróxidos metálicos solúveis) e hidrogênio. O magnésio reage com a água apenas quando fervido devido ao fato de que, quando aquecido, a película protetora de óxido MgO se dissolve na água. No caso do berílio, a película protetora de óxido é muito resistente: a água não reage com ele nem quando ferve nem mesmo em temperaturas incandescentes:

com ácidos não oxidantes

Todos os metais do subgrupo principal do grupo II reagem com ácidos não oxidantes, pois estão na série de atividades à esquerda do hidrogênio. Neste caso, forma-se um sal do ácido e do hidrogênio correspondentes. Exemplos de reações:

Ser + H 2 SO 4 (diluído) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr2 + H2

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

com ácidos oxidantes

− ácido nítrico diluído

Todos os metais do grupo IIA reagem com ácido nítrico diluído. Neste caso, os produtos de redução, em vez do hidrogênio (como no caso dos ácidos não oxidantes), são os óxidos de nitrogênio, principalmente o óxido de nitrogênio (I) (N 2 O), e no caso do ácido nítrico altamente diluído, o amônio nitrato (NH 4 NO 3):

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

4Mg + 10HNO3 (muito embaçado)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− ácido nítrico concentrado

O ácido nítrico concentrado em temperatura normal (ou baixa) passiva o berílio, ou seja, não reage com isso. Ao ferver, a reação é possível e prossegue predominantemente de acordo com a equação:

O magnésio e os metais alcalino-terrosos reagem com o ácido nítrico concentrado para formar uma ampla gama de diferentes produtos de redução de nitrogênio.

− ácido sulfúrico concentrado

O berílio é passivado com ácido sulfúrico concentrado, ou seja, não reage com ele em condições normais, mas a reação ocorre em ebulição e leva à formação de sulfato de berílio, dióxido de enxofre e água:

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

O bário também é passivado pelo ácido sulfúrico concentrado devido à formação de sulfato de bário insolúvel, mas reage com ele quando aquecido; o sulfato de bário se dissolve quando aquecido em ácido sulfúrico concentrado devido à sua conversão em hidrogenossulfato de bário.

Os demais metais do grupo principal IIA reagem com o ácido sulfúrico concentrado em quaisquer condições, inclusive no frio. A redução do enxofre pode ocorrer em SO 2, H 2 S e S dependendo da atividade do metal, temperatura de reação e concentração de ácido:

Mg + H2SO4 ( conc. .) = MgSO4 + SO2 + H2O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( conc. .) = 3MgSO4 + S↓ + 4H2O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( conc. .) = 4CaSO4 +H2S + 4H2O

com álcalis

O magnésio e os metais alcalino-terrosos não interagem com os álcalis, e o berílio reage facilmente tanto com soluções alcalinas quanto com álcalis anidros durante a fusão. Além disso, quando uma reação é realizada em solução aquosa, a água também participa da reação, e os produtos são tetrahidroxoberilatos de metais alcalinos ou alcalino-terrosos e gás hidrogênio:

Seja + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - tetrahidroxoberilato de potássio

Ao realizar uma reação com um álcali sólido durante a fusão, formam-se berilatos de metais alcalinos ou alcalino-terrosos e hidrogênio

Seja + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - berilato de potássio

com óxidos

Os metais alcalino-terrosos, assim como o magnésio, podem reduzir metais menos ativos e alguns não-metais de seus óxidos quando aquecidos, por exemplo:

O método de redução de metais de seus óxidos com magnésio é denominado magnésio.

Se na tabela periódica de elementos de D. I. Mendeleev traçarmos uma diagonal do berílio ao astato, então no canto inferior esquerdo ao longo da diagonal haverá elementos de metal (estes também incluem elementos de subgrupos laterais, destacados em azul), e no canto superior direito - elementos não metálicos (destacados em amarelo). Elementos localizados próximos à diagonal - semimetais ou metalóides (B, Si, Ge, Sb, etc.) possuem caráter dual (destacado em rosa).

Como pode ser visto na figura, a grande maioria dos elementos são metais.

Pela sua natureza química, os metais são elementos químicos cujos átomos doam elétrons de níveis de energia externos ou pré-externos, formando íons carregados positivamente.

Quase todos os metais têm raios relativamente grandes e um pequeno número de elétrons (de 1 a 3) no nível de energia externo. Os metais são caracterizados por baixos valores de eletronegatividade e propriedades redutoras.

Os metais mais típicos estão localizados no início dos períodos (a partir do segundo), depois da esquerda para a direita as propriedades metálicas enfraquecem. No grupo de cima para baixo, as propriedades metálicas aumentam à medida que o raio dos átomos aumenta (devido ao aumento do número de níveis de energia). Isso leva a uma diminuição da eletronegatividade (a capacidade de atrair elétrons) dos elementos e a um aumento nas propriedades redutoras (a capacidade de doar elétrons a outros átomos em reações químicas).

Típica metais são elementos s (elementos do grupo IA de Li a Fr. elementos do grupo PA de Mg a Ra). A fórmula eletrônica geral de seus átomos é ns 1-2. Eles são caracterizados pelos estados de oxidação + I e + II, respectivamente.

O pequeno número de elétrons (1-2) no nível de energia externo dos átomos metálicos típicos significa que esses elétrons são facilmente perdidos e exibem fortes propriedades redutoras, refletidas pelos baixos valores de eletronegatividade. Isto implica as propriedades químicas e métodos limitados de obtenção de metais típicos.

Uma característica dos metais típicos é a tendência de seus átomos de formar cátions e ligações químicas iônicas com átomos não metálicos. Compostos de metais típicos com não metais são cristais iônicos de “metalânion de não metal”, por exemplo K + Br -, Ca 2+ O 2-. Cátions de metais típicos também estão incluídos em compostos com ânions complexos - hidróxidos e sais, por exemplo Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

Os metais do grupo A que formam a diagonal anfotérica da Tabela Periódica Be-Al-Ge-Sb-Po, bem como os metais adjacentes a eles (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) não apresentam metal típico propriedades. Fórmula eletrônica geral de seus átomos ns 2 n.p. 0-4 envolve uma maior variedade de estados de oxidação, uma maior capacidade de reter os seus próprios electrões, uma diminuição gradual da sua capacidade redutora e o aparecimento de capacidade oxidante, especialmente em estados de oxidação elevados (exemplos típicos são os compostos Tl III, Pb IV, Bi v) . Comportamento químico semelhante é característico da maioria (elementos d, ou seja, elementos dos grupos B da Tabela Periódica (exemplos típicos são os elementos anfotéricos Cr e Zn).

Esta manifestação de propriedades de dualidade (anfotéricas), tanto metálicas (básicas) quanto não metálicas, se deve à natureza da ligação química. No estado sólido, os compostos de metais atípicos com não-metais contêm ligações predominantemente covalentes (mas menos fortes do que as ligações entre não-metais). Em solução, essas ligações são facilmente quebradas e os compostos se dissociam em íons (no todo ou em parte). Por exemplo, o metal gálio consiste em moléculas de Ga 2; no estado sólido, os cloretos de alumínio e mercúrio (II) AlCl 3 e HgCl 2 contêm ligações fortemente covalentes, mas em solução AlCl 3 se dissocia quase completamente, e HgCl 2 - para uma extensão muito pequena (e depois em íons HgCl + e Cl -).

Propriedades físicas gerais dos metais

Devido à presença de elétrons livres ("gás de elétrons") na rede cristalina, todos os metais exibem as seguintes propriedades gerais características:

1) Plástico- a capacidade de mudar facilmente de forma, esticar em arame e enrolar em folhas finas.

2) Brilho metálico e opacidade. Isto se deve à interação dos elétrons livres com a luz incidente no metal.

3) Condutividade elétrica. É explicado pelo movimento direcional dos elétrons livres do pólo negativo para o positivo sob a influência de uma pequena diferença de potencial. Quando aquecido, a condutividade elétrica diminui, porque À medida que a temperatura aumenta, as vibrações dos átomos e íons nos nós da rede cristalina se intensificam, o que complica o movimento direcional do “gás eletrônico”.

4) Condutividade térmica.É causada pela alta mobilidade dos elétrons livres, devido à qual a temperatura se equaliza rapidamente em relação à massa do metal. A maior condutividade térmica é encontrada no bismuto e no mercúrio.

5) Dureza. O mais duro é o cromo (corta vidro); os metais alcalinos mais macios - potássio, sódio, rubídio e césio - são cortados com uma faca.

6) Densidade. Quanto menor a massa atômica do metal e quanto maior o raio do átomo, menor ele é. O mais leve é o lítio (ρ=0,53 g/cm3); o mais pesado é o ósmio (ρ=22,6 g/cm3). Metais com densidade inferior a 5 g/cm3 são considerados “metais leves”.

7) Pontos de fusão e ebulição. O metal mais fusível é o mercúrio (mp = -39°C), o metal mais refratário é o tungstênio (mp = 3390°C). Metais com temperatura de fusão acima de 1000°C são considerados refratários, abaixo – de baixo ponto de fusão.

Propriedades químicas gerais dos metais

Agentes redutores fortes: Me 0 – nē → Me n +

Várias tensões caracterizam a atividade comparativa de metais em reações redox em soluções aquosas.

I. Reações de metais com não metais

1) Com oxigênio:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Com enxofre:
Hg + S → HgS

3) Com halogênios:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Com nitrogênio:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Com fósforo:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Com hidrogênio (apenas metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reações de metais com ácidos

1) Metais na série de tensões eletroquímicas até H reduzem ácidos não oxidantes a hidrogênio:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Com ácidos oxidantes:

Quando o ácido nítrico de qualquer concentração e o ácido sulfúrico concentrado interagem com metais O hidrogênio nunca é liberado!

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

4Zn + 5H 2 SO 4 (K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 (K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

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

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

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

III. Interação de metais com água

1) Ativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) formam uma base solúvel (álcali) e hidrogênio:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metais de atividade média são oxidados pela água quando aquecidos até formar um óxido:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inativo (Au, Ag, Pt) - não reage.

4. Deslocamento de metais menos ativos por metais mais ativos a partir de soluções de seus sais:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Na indústria, muitas vezes não são usados metais puros, mas misturas deles - ligas, em que as propriedades benéficas de um metal são complementadas pelas propriedades benéficas de outro. Assim, o cobre possui baixa dureza e é inadequado para a fabricação de peças de máquinas, enquanto as ligas de cobre e zinco ( latão) já são bastante difíceis e amplamente utilizados na engenharia mecânica. O alumínio tem alta ductilidade e leveza suficiente (baixa densidade), mas é muito macio. A partir dele é preparada uma liga com magnésio, cobre e manganês - duralumínio (duralumínio), que, sem perder as propriedades benéficas do alumínio, adquire alta dureza e torna-se adequado para a construção de aeronaves. Ligas de ferro com carbono (e aditivos de outros metais) são amplamente conhecidas ferro fundido E aço.

Os metais livres são restauradores. No entanto, alguns metais apresentam baixa reatividade devido ao fato de serem revestidos filme de óxido de superfície, em graus variados, resistente a reagentes químicos como água, soluções de ácidos e álcalis.

Por exemplo, o chumbo está sempre coberto por uma película de óxido; sua transição para a solução requer não apenas a exposição a um reagente (por exemplo, ácido nítrico diluído), mas também aquecimento. A película de óxido do alumínio evita sua reação com a água, mas é destruída por ácidos e álcalis. Filme de óxido solto (ferrugem), formado na superfície do ferro no ar úmido, não interfere na oxidação adicional do ferro.

Sob a influência concentradoácidos se formam em metais sustentável filme de óxido. Este fenômeno é chamado passivação. Então, concentrado ácido sulfúrico metais como Be, Bi, Co, Fe, Mg e Nb são passivados (e então não reagem com ácido), e em ácido nítrico concentrado - metais A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th e você.

Ao interagir com agentes oxidantes em soluções ácidas, a maioria dos metais se transforma em cátions, cuja carga é determinada pelo estado de oxidação estável de um determinado elemento em compostos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ e Fe 3 +)

A atividade redutora dos metais em solução ácida é transmitida por uma série de tensões. A maioria dos metais é transferida para solução com ácidos clorídrico e sulfúrico diluído, mas Cu, Ag e Hg - apenas com ácidos sulfúrico (concentrado) e nítrico, e Pt e Au - com “vodka regia”.

Corrosão metálica

Uma propriedade química indesejável dos metais é sua destruição ativa (oxidação) ao entrar em contato com a água e sob a influência do oxigênio nela dissolvido. (corrosão por oxigênio). Por exemplo, a corrosão de produtos de ferro na água é amplamente conhecida, como resultado da formação de ferrugem e dos produtos que se transformam em pó.

A corrosão de metais também ocorre na água devido à presença dos gases dissolvidos CO 2 e SO 2; um ambiente ácido é criado e os cátions H + são deslocados por metais ativos na forma de hidrogênio H 2 ( corrosão por hidrogênio).

A área de contato entre dois metais diferentes pode ser especialmente corrosiva ( corrosão de contato). Um par galvânico ocorre entre um metal, por exemplo Fe, e outro metal, por exemplo Sn ou Cu, colocado na água. O fluxo de elétrons vai do metal mais ativo, que está à esquerda na série de tensões (Re), para o metal menos ativo (Sn, Cu), e o metal mais ativo é destruído (corroído).

É por isso que a superfície estanhada das latas (ferro revestido com estanho) enferruja quando armazenada em ambiente úmido e manuseada de maneira descuidada (o ferro desmorona rapidamente mesmo após o aparecimento de um pequeno arranhão, permitindo que o ferro entre em contato com a umidade). Pelo contrário, a superfície galvanizada de um balde de ferro não enferruja por muito tempo, pois mesmo que haja arranhões, não é o ferro que corrói, mas o zinco (um metal mais ativo que o ferro).

A resistência à corrosão de um determinado metal aumenta quando ele é revestido com um metal mais ativo ou quando são fundidos; Assim, revestir o ferro com cromo ou fazer uma liga de ferro e cromo elimina a corrosão do ferro. Ferro cromado e aço contendo cromo ( aço inoxidável), possuem alta resistência à corrosão.

eletrometalurgia, ou seja, obtenção de metais por eletrólise de fundidos (para os metais mais ativos) ou soluções salinas;

pirometalurgia, ou seja, a recuperação de metais de minérios em altas temperaturas (por exemplo, a produção de ferro no processo de alto-forno);

hidrometalurgia, ou seja, a separação de metais de soluções de seus sais por metais mais ativos (por exemplo, a produção de cobre a partir de uma solução de CuSO 4 pela ação de zinco, ferro ou alumínio).

Os metais nativos são por vezes encontrados na natureza (exemplos típicos são Ag, Au, Pt, Hg), mas mais frequentemente os metais são encontrados na forma de compostos ( minérios metálicos). Os metais variam em abundância na crosta terrestre: desde os mais comuns - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) até os mais raros - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

As propriedades químicas de uma substância dependem não apenas dos elementos químicos em que ela consiste, mas também da estrutura das moléculas da substância (isomerismo estrutural) e da configuração espacial das moléculas (conformação, estereoisomeria). Via de regra, substâncias que possuem a mesma composição e estrutura possuem as mesmas propriedades químicas, com exceção de reações com substâncias de configuração espacial diferente. Esta distinção é especialmente importante em bioquímica, por exemplo, a capacidade de uma proteína reagir com outras substâncias biologicamente ativas pode depender da forma como ela se dobra.

Exemplos de propriedades químicas

Veja também

Notas

Fundação Wikimedia. 2010.

Veja o que são “Propriedades químicas” em outros dicionários:

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Propriedades físico-químicas de substâncias semicondutoras. Diretório, . O livro de referência sistematiza as propriedades básicas do cristalino inorgânico puro, bem como de algumas substâncias vítreas, elementares, duplas, triplas e mais complexas...

Por último 200 anos de humanidade estudou as propriedades das substâncias melhor do que em toda a história do desenvolvimento da química. Naturalmente, o número de substâncias também cresce rapidamente, o que se deve, em primeiro lugar, ao desenvolvimento de vários métodos de obtenção de substâncias.

Na vida cotidiana nos deparamos com muitas substâncias. Entre eles estão água, ferro, alumínio, plástico, refrigerante, sal e muitos outros. As substâncias que existem na natureza, como o oxigênio e o nitrogênio contidos no ar, substâncias dissolvidas na água e de origem natural, são chamadas de substâncias naturais. Alumínio, zinco, acetona, cal, sabão, aspirina, polietileno e muitas outras substâncias não existem na natureza.

São obtidos em laboratório e produzidos pela indústria. As substâncias artificiais não são encontradas na natureza; elas são criadas a partir de substâncias naturais. Algumas substâncias que existem na natureza também podem ser obtidas em laboratório químico.

Assim, quando o permanganato de potássio é aquecido, o oxigênio é liberado e, quando o giz é aquecido, o oxigênio é liberado. dióxido de carbono. Os cientistas aprenderam a transformar grafite em diamante; estão cultivando cristais de rubi, safira e malaquita. Assim, junto com as substâncias de origem natural, existe um grande número de substâncias criadas artificialmente que não são encontradas na natureza.

Substâncias não encontradas na natureza são produzidas em diversas empresas: fábricas, fábricas, colheitadeiras, etc.

No contexto de esgotamento dos recursos naturais do nosso planeta, os químicos enfrentam agora uma tarefa importante: desenvolver e implementar métodos pelos quais seja possível obter artificialmente, em laboratório ou produção industrial, substâncias análogas a substâncias naturais. Por exemplo, as reservas de combustíveis fósseis na natureza estão a esgotar-se.

Pode chegar um momento em que o petróleo e o gás natural acabem. Já estão sendo desenvolvidos novos tipos de combustível que seriam igualmente eficientes, mas não poluiriam o meio ambiente. Hoje, a humanidade aprendeu a obter artificialmente várias pedras preciosas, por exemplo, diamantes, esmeraldas e berilos.

Estado da matéria

As substâncias podem existir em vários estados de agregação, três dos quais você conhece: sólido, líquido, gasoso. Por exemplo, a água na natureza existe em todos os três estados de agregação: sólido (na forma de gelo e neve), líquido (água líquida) e gasoso (vapor d'água). Existem substâncias conhecidas que não podem existir em condições normais em todos os três estados de agregação. Por exemplo, tal substância é o dióxido de carbono. À temperatura ambiente é um gás inodoro e incolor. A uma temperatura de –79°C esta substância “congela” e se transforma em um estado sólido de agregação. O nome cotidiano (trivial) para tal substância é “gelo seco”. Esse nome é dado a essa substância devido ao fato de o “gelo seco” se transformar em dióxido de carbono sem derreter, ou seja, sem passar para o estado líquido de agregação, que está presente, por exemplo, na água.

Assim, uma conclusão importante pode ser tirada. Uma substância, ao passar de um estado de agregação para outro, não se transforma em outras substâncias. O processo de uma certa mudança, transformação, é chamado de fenômeno.

Fenômenos físicos. Propriedades físicas das substâncias.

Os fenômenos em que as substâncias mudam seu estado de agregação, mas não se transformam em outras substâncias, são chamados de físicos. Cada substância individual possui certas propriedades. As propriedades das substâncias podem ser diferentes ou semelhantes entre si. Cada substância é descrita usando um conjunto de propriedades físicas e químicas. Tomemos a água como exemplo. A água congela e se transforma em gelo a uma temperatura de 0°C, e ferve e se transforma em vapor a uma temperatura de +100°C. Esses fenômenos são considerados físicos, pois a água não se transformou em outras substâncias, ocorre apenas uma mudança no estado de agregação. Esses pontos de congelamento e ebulição são propriedades físicas específicas da água.

As propriedades das substâncias que são determinadas por medições ou visualmente na ausência de transformação de algumas substâncias em outras são chamadas de físicas

Evaporação de álcool, como evaporação de água– fenômenos físicos, as substâncias, neste caso, mudam seu estado de agregação. Após o experimento, você pode ter certeza de que o álcool evapora mais rápido que a água - essas são as propriedades físicas dessas substâncias.

As principais propriedades físicas das substâncias incluem o seguinte: estado de agregação, cor, odor, solubilidade em água, densidade, ponto de ebulição, ponto de fusão, condutividade térmica, condutividade elétrica. Propriedades físicas como cor, cheiro, sabor e formato do cristal podem ser determinadas visualmente usando os sentidos, e densidade, condutividade elétrica, pontos de fusão e ebulição são determinados por medição. As informações sobre as propriedades físicas de muitas substâncias são coletadas em literatura especializada, por exemplo, em livros de referência. As propriedades físicas de uma substância dependem do seu estado de agregação. Por exemplo, as densidades do gelo, da água e do vapor d'água são diferentes.

O oxigênio gasoso é incolor, mas o oxigênio líquido é azul. O conhecimento das propriedades físicas ajuda a “reconhecer” muitas substâncias. Por exemplo, cobre- O único metal de cor vermelha. Apenas o sal de cozinha tem sabor salgado. Iodo- Um sólido quase preto que se transforma em vapor roxo quando aquecido. Na maioria dos casos, para identificar uma substância, é necessário considerar várias de suas propriedades. Como exemplo, vamos caracterizar as propriedades físicas da água:

cor – incolor (em pequenos volumes)
cheiro - sem cheiro
estado de agregação - líquido em condições normais
densidade – 1 g/ml,
ponto de ebulição – +100°С
ponto de fusão – 0°С
condutividade térmica – baixa
condutividade elétrica – água pura não conduz eletricidade

Substâncias cristalinas e amorfas

Ao descrever as propriedades físicas dos sólidos, costuma-se descrever a estrutura da substância. Se você examinar uma amostra de sal de cozinha sob uma lupa, notará que o sal consiste em muitos pequenos cristais. Em depósitos de sal você também pode encontrar cristais muito grandes. Os cristais são sólidos em forma de poliedros regulares. Os cristais podem ter diferentes formas e tamanhos. Cristais de certas substâncias, como o sal de cozinha sal – frágil e fácil de quebrar. Existem cristais que são bastante duros. Por exemplo, o diamante é considerado um dos minerais mais duros. Se você examinar os cristais de sal de cozinha ao microscópio, notará que todos eles têm uma estrutura semelhante. Se considerarmos, por exemplo, partículas de vidro, todas elas terão uma estrutura diferente - tais substâncias são chamadas de amorfas. As substâncias amorfas incluem vidro, amido, âmbar e cera de abelha. Substâncias amorfas são substâncias que não possuem estrutura cristalina

Fenômenos químicos. Reação química.

Se durante os fenômenos físicos as substâncias, via de regra, apenas mudam seu estado de agregação, então durante os fenômenos químicos ocorre a transformação de algumas substâncias em outras substâncias. Aqui estão alguns exemplos simples: a queima de um fósforo é acompanhada de carbonização da madeira e liberação de substâncias gasosas, ou seja, ocorre uma transformação irreversível da madeira em outras substâncias. Outro exemplo: Com o tempo, as esculturas de bronze ficam cobertas por uma camada verde. O fato é que o bronze contém cobre. Este metal interage lentamente com o oxigênio, o dióxido de carbono e a umidade do ar, resultando na formação de novas substâncias verdes na superfície da escultura. Fenômenos químicos - fenômenos de transformação de uma substância em outra O processo de interação de substâncias com a formação de novas substâncias é denominado reação química. As reações químicas ocorrem ao nosso redor. As reações químicas também ocorrem dentro de nós. Em nosso corpo, ocorrem continuamente transformações de muitas substâncias; as substâncias reagem entre si, formando produtos de reação. Assim, numa reação química sempre existem substâncias reagentes e substâncias formadas como resultado da reação.

Reação química– o processo de interação de substâncias, como resultado do qual são formadas novas substâncias com novas propriedades
Reagentes- substâncias que entram em uma reação química
Produtos– substâncias formadas como resultado de uma reação química

Uma reação química é representada de forma geral por um diagrama de reação REAGENTES -> PRODUTOS

reagentes– materiais de partida utilizados para realizar a reação;
produtos– novas substâncias formadas como resultado de uma reação.

Quaisquer fenômenos químicos (reações) são acompanhados por certos sinais, com a ajuda dos quais os fenômenos químicos podem ser distinguidos dos físicos. Esses sinais incluem mudanças na cor das substâncias, liberação de gases, formação de sedimentos, liberação de calor e emissão de luz.

Muitas reações químicas são acompanhadas pela liberação de energia na forma de calor e luz. Via de regra, tais fenômenos são acompanhados por reações de combustão. Nas reações de combustão no ar, as substâncias reagem com o oxigênio contido no ar. Por exemplo, o metal magnésio se inflama e queima no ar com uma chama brilhante e ofuscante. É por isso que o flash de magnésio foi usado para criar fotografias na primeira metade do século XX. Em alguns casos é possível liberar energia na forma de luz, mas sem liberar calor. Um tipo de plâncton do Pacífico é capaz de emitir uma luz azul brilhante, claramente visível no escuro. A liberação de energia na forma de luz é resultado de uma reação química que ocorre nos organismos desse tipo de plâncton.

Resumo do artigo:

Existem dois grandes grupos de substâncias: substâncias de origem natural e artificial.
Em condições normais, as substâncias podem existir em três estados de agregação
As propriedades das substâncias que são determinadas por medições ou visualmente na ausência de transformação de algumas substâncias em outras são chamadas de físicas
Os cristais são sólidos em forma de poliedros regulares.
Substâncias amorfas são substâncias que não possuem estrutura cristalina
Fenômenos químicos - fenômenos de transformação de uma substância em outra
Reagentes são substâncias que entram em uma reação química.
Produtos são substâncias formadas como resultado de uma reação química
As reações químicas podem ser acompanhadas pela liberação de gás, sedimentos, calor, luz; mudança na cor das substâncias
A combustão é um processo físico-químico complexo de conversão de substâncias iniciais em produtos de combustão durante uma reação química, acompanhado por intensa liberação de calor e luz (chama)

Deus deu ferro ao homem, mas o diabo deu-lhe ferrugem.

Provérbio

Mudanças nas propriedades ao longo de décadas. Como os elementos d são caracterizados por positivo st.ok., então na forma de substâncias simples apresentam propriedades redutoras, que em soluções aquosas são caracterizadas pelo valor do potencial redox E. 0 Em décadas da esquerda para a direita, seu valor, correlacionando com o valor de I 1, crescente, mas ao passar para o manganês e o subgrupo zinco, apesar de um aumento acentuado em I 1 , ele diminui devido a uma diminuição no valor de I 2 e uma diminuição na energia da rede cristalina ao passar para esses metais (daqueles localizados à esquerda deles na tabela periódica).

Em um estado compacto na rev. par M da primeira década, tendo valores negativos E (0 de Sc a Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpassivação filmes de óxido em sua superfície. No entanto, em temperaturas extremas, metais menos ativos (ferro, níquel, análogos de vanádio e titânio) deslocam o hidrogênio da água. A reatividade de M também aumenta acentuadamente quando eles são convertidos em multar estado, por exemplo, os pós de manganês e cromo interagem com a água em r.b. (com formação de MnO 2 e Cr 2 O 3).

Todos os metais da primeira década para os quais E 0 deslocam o hidrogênio de soluções ácidas diluídas< 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).

A passividade anômala do vanádio (E 0 = −1,20 V) em ácidos diluídos é explicada densidade especial seu filme de óxido. Dissolve-se apenas em HF ou HNO3 concentrado, com o qual este metal reage:

V + HNO 3 = HVO 3 + NÃO.

Outro ativo M dependendo solubilidade seu filme de óxido em ácido nítrico concentrado reage com ele, reduzindo o nitrogênio a (-3) (este é o zinco, o manganês e o subgrupo escândio), ou é passivado por ele devido ao espessamento do filme de óxido, como o Cr 124.

A passivação também pode ser realizada artificialmente. Assim, tratar o cromo (que está na faixa de tensão entre o zinco e o ferro) com ácido nítrico concentrado aumenta seu potencial de –0,56 V para +1,2 V, ou seja, torna Cr quase tão nobre quanto Pt. (O cromo no aço inoxidável e em outras ligas 125 é especialmente facilmente desativado.) O H 2 SO 4 e o HNO 3 concentrados também passivam o ferro.

O cobalto e o níquel são semelhantes ao Fe em atividade química devido à proximidade dos raios atômicos (portanto, eles são combinados em famíliaglândula). No entanto, se o ferro reage com HCl diluído e H 2 SO 4 em condições ambientes, então o Co e o Ni reagem com o aquecimento. Além disso, são desativados pelo ácido nítrico em menor grau que o ferro, devido à maior solubilidade de seus óxidos neste ácido.

Observe que para os elementos da segunda e terceira décadas a natureza da mudança no valor de E 0 permanece aproximadamente a mesma da primeira.

Alterações nas propriedades em subgrupos. O valor de I 1 em subgrupos d é principalmente cresce eforça aumenta ligações na rede M (compare mp). Como consequência (ao contrário dos subgrupos principais e do subgrupo Sc), o valor de E 0 torna-se mais positivo e a reatividade dos metais diminui.

Assim, no subgrupo IB, se o cobre se dissolve em ácido sulfúrico concentrado em r.v., então a prata apenas em t > 160 0 C. No entanto, a prata, como o cobre, em salatemperatura interage com o ácido nítrico, e o ouro interage apenas com a água régia (bem como com o ácido selênico (ver acima) e com a água clorada na presença de HCl).

No subgrupo IIB, o Zn é solúvel mesmo em ácido acético, o Cd é solúvel em HCl e o Hg (E 0 > 0) apenas em HNO (3 com falta de ácido, a oxidação prossegue para Hg, 2 2 + e com excesso - para Hg). 2 +

Da mesma forma, no subgrupo VIIB - Mn reage com CH COOH 3, e Tc e Re (seus valores

E 0: 0,47 V e 0,37 V, respectivamente), em r.u. dissolver apenas em ácidos oxidantes, por exemplo, ácido nítrico (produtos NO e HEO 4).

No subgrupo VIIIB, todos os metais da família do ferro interagem com ácidos diluídos. E seus análogos, ou seja, metais de platina (E 0 > 0) são oxidados apenas em difícil condições, e a proximidade de seus raios determina uma grande semelhança no comportamento químico, mas também há diferenças.

Assim, o mais ativo deles, o paládio, é um ácido, como a prata; e o ródio e o irídio, ao contrário dos demais, não se dissolvem nem mesmo na “vodka regia” 126. Eles reagem com uma solução de cloreto de sódio saturada com cloro a uma temperatura incandescente devido à formação sustentável complexos Na 3 [ECl 6 ]. Porém, na forma de preto, esses metais reagem facilmente com o ácido sulfúrico quente e até mesmo com o ácido clorídrico na presença de oxigênio. Observe que nessas condições o ósmio, devido à sua alta afinidade pelo oxigênio (?), se dissolve de forma compacta.

Nos subgrupos laterais IV, V e VI em M da segunda e terceira décadas E 0< 0 , но за счет влиянияdenso película de óxido em sua superfície, eles reagem com ácidos somente sob condições adversas. Assim, Zr e Hf são solúveis apenas em ácidos complexantes: em ácido sulfúrico quente (produto – H 2 [E(SO 4) ] 3) e em ácido fluorídrico (H 4 [EF 8 ]); o molibdênio interage apenas com ácidos oxidantes quando aquecido, e o tungstênio, o nióbio e o tântalo apenas com uma mistura de HF e HNO (3 produtos NO e H 2 WF 8 ou H 2 EF 7, respectivamente).

Assim, independentemente de haver ou não imposição de fator cinético (filme passivante), a atividade dos d-metais em relação aos ácidos nos subgrupos diminui. Exceção, como já foi observado, é subgrupo escândio, em que não há influência da compressão f e a natureza da mudança nos valores do raio atômico, I 1 e E 0 é a mesma dos subgrupos principais. Como consequência, o lantânio (ao contrário do escândio e do ítrio, que são solúveis no r.b. apenas em ácidos) interage até mesmo com a água:

La + H 2 O → La(OH) 3 + H 2 .

Proporção de d-metais para álcalis. A prata 127 é mais resistente aos álcalis e o zinco é o menos resistente: mesmo soluçãoálcali, reduzindo o hidrogênio da água e formando o complexo 128 -. Os d-metais restantes, se tenderem a existir na forma aniônica, reagem com álcalis (ou soda) durante a fusão, Por exemplo:

Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .

⎭ ⎩Na 3 VO 4

No caso de outros, é necessário ter agente oxidante:

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

O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2 .

Além disso, W e Mo interagem com álcalis mais ativamente do que Cr, porque Durante a reação, sua superfície é coberta por um óxido (EO) 3 mais ácido do que no caso do cromo (Cr 2 O 3).

Interação de d-metais com substâncias simples. Corrosão. Em condições ambientes, apenas o flúor oxida a maioria dos metais d, exceto os nobres (mas as reações com Cu, Ni, Fe (bem como com Pb, Al) são limitadas à formação de películas protetoras de fluoretos). Além disso, em ob.u. o ouro interage com o bromo e o mercúrio interage com o iodo e o enxofre devido à formação de compostos termodinamicamente muito sustentável produtos: AuBr, 3 HgI 2 e HgS (ver seção “Halogênios”).

No ar, em estado finamente disperso, metais bastante ativos (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) piróforos 2 (ou seja, acendem quando expostos ao ar), mas na forma compacta a maioria dos M são estáveis devido à passivação. Especialmente denso os filmes superficiais são formados por metais do subgrupo vanádio e titânio, portanto possuem alta resistência à corrosão (mesmo em água do mar).

Outros metais não são tão estáveis. Sob a influência dos componentes do ar (quais?), a corrosão do zinco e do cobre ocorre lentamente (com formação de E 2 (OH) 2 CO 3); Até a prata escurece, ficando coberta de sulfeto (sob a influência combinada de O 2, H 2 O e H 2 S; qual a função de cada um deles?).

O ferro corrói especialmente rapidamente. É verdade que em atmosfera seca sua oxidação ocorre apenas antes da formação denso Filme passivador de FeO. Mas na presença de umidade, o produto obtido pela reação:

Fe + H 2 O → FeO+ H 2 ,

oxidado pelo oxigênio, ativado por moléculas de H 2 O, em Fe 2 O 3. Neste caso, a água absorvida pela superfície metálica, dissolvendo parcialmente os produtos de oxidação em si, impede formação denso estrutura de óxido, como resultado da corrosão do ferro lá no fundo.

A adição de álcali reduz o potencial de oxidação do oxigênio e, portanto, o processo ocorre em menor grau. Observe que Muitopuro o ferro, que adsorve bem o hidrogênio e assim passiva sua superfície, não oxida.

Para proteção contra a corrosão, o ferro industrial é pintado ou submetido a estanhamento, galvanização, cromagem, niquelagem, nitretação (revestimento Fe 4 N), cimentação (Fe C 3) e outros métodos de processamento. Em particular, vitrificação o tratamento da superfície do metal com laser aumenta a resistência à corrosão em 12 vezes, mas quando M é aquecido acima de 200 0 C, esse efeito é perdido. Uma maneira mais confiável, porém cara, de combater a oxidação do ferro no ar é produzir aço inoxidável (18% Cr e 9% Ni).

No entanto, a corrosão é um processo lento e bastante rápido d-metais reagem apenas com não metais quando aquecido, mesmo os subgrupos M mais ativos do escândio (oxidando para (+3)). (No entanto, de Sc para La a atividade de interação aumenta (?), e o lantânio, por exemplo, inflama em cloro em ob.u.)

No caso de metais menos reativos (?) do subgrupo titânio, é necessário mais aquecimento (acima de 150 0 C). Neste caso, Hf se transforma em Hf + 4, e Ti e Zr podem formar produtos em inferior st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2, etc. Porém, são fortes agentes redutores, principalmente no caso do Zr (?) - oxidam no ar ou dismutam:

ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .

Com metais ainda menos ativos do subgrupo vanádio, as reações ocorrem em t > 400 0 C, e com formação de produtos apenas no grau mais alto. (+5).

Ao passar para o subgrupo cromo, a reatividade M crescente(devido à maior volatilidade dos óxidos), mas diminui de Cr para W (?). Assim, o cromo interage com todo o G2, o molibdênio não reage com o I2 e o tungstênio não reage com o Br2. Além disso, a oxidação do cromo sobe para (+3), e seus análogos - até (+6). (Observe que WF é o 6º gás mais pesado no nível zero)

Padrões semelhantes são observados em outros subgrupos de d-metais. Assim, o tecnécio e o rênio não interagem com o iodo e com outros halogênios - apenas em t > 400 0 C, formando EG 7. Ao mesmo tempo, o manganês oxida com leve aquecimento

até cinza e até st.ok. (+2).

O cobre reage com molhado cloro em r.p.c., prata - com leve aquecimento, e ouro - somente em t> 200 0 C. Quando aquecido, o oxigênio atua apenas sobre o cobre (produto CuO, em temperaturas mais altas - Cu 2 O (?)), e prata oxidada (ao contrário ouro) por ozônio (em AgO).

O zinco também queima em CO 2 e mercúrio em condições ambientais. Nem sequer é coberto por uma película de óxido. Quando aquecido a 300 0 C, forma uma mistura de óxidos HgO e Hg 2 O, que em t> 400 0 C separam O, transformando-se em Hg, enquanto a temperatura de decomposição do óxido de cádmio é 1813 0 C, e do ZnO é 1950 0°C.

Os metais de platina e ouro são quimicamente mais estáveis, mas com aquecimento suficiente reagem com quase todos os não metais (G 2, O 2, S, P, As), embora com atividade e seletividade; a saber: nos períodos da esquerda para a direita, a resistência ao O 2 e F 2 aumenta, e ao Cl 2 e S diminui (de acordo com a estrutura eletrônica dos átomos dos elementos (?)).

Portanto, se o flúor reage com a platina apenas em t > 400 0 C, então o cloro reage a 250 0 C (produto PtCl 2). Ou se considerarmos a interação com o oxigênio: o ósmio na forma de preto é oxidado no ar em r.b. (até OsO 4), rutênio - com leve aquecimento, e o restante - em temperatura de calor vermelho. Produtos: IrO 2, PdO, PtO 2, Rh 2 O 3.

(Com aquecimento mais forte, esses óxidos se decompõem e se a reação:

PtO 2 → Pt+ O 2

ocorre a 500 0 C, então decomposição:

RuO 2 → Ru+ O 2

ocorre apenas quando t > 1300 0 C).

Um aumento semelhante na resistência do metal ao oxigênio é observado ao passar do ferro para o níquel (ver Tabela 14).

Tabela 14. Características da interação de metais da família do ferro com o oxigênio

Formação de soluções sólidas. Uma característica dos d-metais é sua tendência devido à grande variedade de st.ok. e estados de valência para formar compostos não estequiométrico composição: compostos intermetálicos (AlNi, etc.) ou metaletos (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6, etc.). E soluções sólidas, em particular, soluções implementação gases Assim, os metais do subgrupo escândio e titânio absorvem hidrogênio em r.p.a. à composição: EH 2 e EH (3 quando aquecido, a solubilidade do H 2 diminui).

O níquel e o paládio têm uma afinidade especial pelo hidrogênio (1 V Pd dissolve 1000 V H 2), que são, portanto, catalisadores de reação hidrogenação. E, por exemplo, a platina absorve predominantemente O2 (até 700 V) e é, portanto, usada como catalisador para processos que envolvem oxigênio: oxidação NH 3 para NO, SO 2 para SO, 3 para pós-combustão de gases de escape de automóveis (neste caso, em particular, NO se transforma em N 2 e CO em CO 2), etc.

O mecanismo de ação catalítica desses metais é que, como se supõe, os gases que se dissolvem em M atomizado. Assim, o hidrogênio liberado quando sua solução em um metal é aquecido é um agente redutor mais forte que o molecular.

Além disso, por exemplo, o paládio, ao absorver H 2 até certo limite, mantém suas propriedades metálicas, mas perde o paramagnetismo. Isto significa que pelo menos alguns dos átomos de hidrogénio cedem os seus electrões de valência para a banda de condução do metal.

Há também evidências de formação parcial de íons hidreto, por exemplo, quando o hidrogênio se dissolve no ferro. Recebido, etc. hidretos não convencionais nos quais as moléculas de H 2 são coordenadas como um todo no átomo d-metal. (Eles servem como modelos para estudar intermediários que surgem durante a catálise.)