Vse kemijske lastnosti. Kemijske, fizikalne lastnosti snovi
Skupina IIA vsebuje samo kovine - Be (berilij), Mg (magnezij), Ca (kalcij), Sr (stroncij), Ba (barij) in Ra (radij). Kemijske lastnosti prvega predstavnika te skupine, berilija, se najbolj razlikujejo od kemijskih lastnosti drugih elementov te skupine. Njegove kemijske lastnosti so v marsičem celo bolj podobne aluminiju kot drugim kovinam skupine IIA (tako imenovana "diagonalna podobnost"). Tudi magnezij se po kemijskih lastnostih močno razlikuje od Ca, Sr, Ba in Ra, vendar ima z njimi še vedno veliko bolj podobne kemijske lastnosti kot z berilijem. Zaradi velike podobnosti kemijskih lastnosti kalcija, stroncija, barija in radija so združeni v eno družino, imenovano alkalijska zemlja kovine.
Vsi elementi skupine IIA spadajo v s-elementi, tj. vsebujejo vse svoje valenčne elektrone s-podravni. Tako ima elektronska konfiguracija zunanje elektronske plasti vseh kemičnih elementov te skupine obliko ns 2 , kje n– številka obdobja, v katerem se element nahaja.
Zaradi posebnosti elektronske strukture kovin skupine IIA imajo lahko ti elementi poleg ničle samo eno samo oksidacijsko stanje, enako +2. Preproste snovi, ki jih tvorijo elementi skupine IIA, se lahko pri sodelovanju v kakršnih koli kemičnih reakcijah oksidirajo le, tj. darovati elektrone:
Jaz 0 - 2e - → Jaz +2
Kalcij, stroncij, barij in radij so izjemno reaktivni. Preproste snovi, ki jih tvorijo, so zelo močni reducenti. Magnezij je tudi močno redukcijsko sredstvo. Redukcijska aktivnost kovin je podrejena splošnim zakonom periodičnega zakona D.I. Mendelejev in narašča navzdol po podskupini.
Interakcija s preprostimi snovmi
s kisikom
Brez segrevanja berilij in magnezij ne reagirata niti z atmosferskim kisikom niti s čistim kisikom, ker sta prekrita s tankimi zaščitnimi filmi, sestavljenimi iz oksidov BeO oziroma MgO. Njihovo skladiščenje ne zahteva posebnih načinov zaščite pred zrakom in vlago, za razliko od zemeljskoalkalijskih kovin, ki jih hranimo pod plastjo tekočine, inertne nanje, najpogosteje kerozina.
Be, Mg, Ca, Sr pri zgorevanju v kisiku tvorijo okside sestave MeO in Ba - mešanico barijevega oksida (BaO) in barijevega peroksida (BaO 2):
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
2Ba + O 2 \u003d 2BaO
Ba + O 2 \u003d BaO 2
Treba je opozoriti, da med zgorevanjem zemeljskoalkalijskih kovin in magnezija v zraku poteka vzporedno tudi reakcija teh kovin z atmosferskim dušikom, zaradi česar se poleg spojin kovin s kisikom pojavljajo tudi nitridi s splošnim nastanejo tudi formule Me 3 N 2 .
s halogeni
Berilij reagira s halogeni le pri visokih temperaturah, ostale kovine skupine IIA pa že pri sobni temperaturi:
Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magnezijev jodid
Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kalcijev bromid
Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - barijev klorid
z nekovinami IV–VI skupin
Vse kovine skupine IIA pri segrevanju reagirajo z vsemi nekovinami skupin IV-VI, vendar je glede na položaj kovine v skupini in aktivnost nekovin potrebna različna stopnja segrevanja. Ker je berilij najbolj kemično inerten med vsemi kovinami skupine IIA, je za njegove reakcije z nekovinami potrebno bistveno več približno visoka temperatura.
Treba je opozoriti, da lahko reakcija kovin z ogljikom tvori karbide različne narave. Obstajajo karbidi, sorodni metanidom, in konvencionalno obravnavani derivati metana, v katerih so vsi vodikovi atomi nadomeščeni s kovino. Tako kot metan vsebujejo ogljik v oksidacijskem stanju -4, pri njihovi hidrolizi ali interakciji z neoksidirajočimi kislinami pa je eden od produktov metan. Obstaja tudi druga vrsta karbidov - acetilenidi, ki vsebujejo ion C 2 2-, ki je pravzaprav delček molekule acetilena. Karbidi acetilenidne vrste pri hidrolizi ali interakciji z neoksidirajočimi kislinami tvorijo acetilen kot enega od reakcijskih produktov. Kakšno vrsto karbida - metanida ali acetilenida - bomo dobili z interakcijo ene ali druge kovine z ogljikom, je odvisno od velikosti kovinskega kationa. Praviloma se metanidi tvorijo s kovinskimi ioni z majhnim radijem, acetilidi pa z večjimi ioni. V primeru kovin druge skupine se metanid pridobi z interakcijo berilija z ogljikom:
Preostale kovine skupine II A tvorijo acetilenide z ogljikom:
S silicijem kovine skupine IIA tvorijo silicide - spojine tipa Me 2 Si, z dušikom - nitride (Me 3 N 2), fosfor - fosfide (Me 3 P 2):
z vodikom
Vse zemeljskoalkalijske kovine reagirajo pri segrevanju z vodikom. Za reakcijo magnezija z vodikom samo segrevanje, tako kot pri zemeljskoalkalijskih kovinah, ni dovolj, poleg visoke temperature je potreben tudi povečan tlak vodika. Berilij pod nobenim pogojem ne reagira z vodikom.
Interakcija s kompleksnimi snovmi
z vodo
Vse zemeljskoalkalijske kovine aktivno reagirajo z vodo in tvorijo alkalije (topne kovinske hidrokside) in vodik. Magnezij reagira z vodo samo med vrenjem, ker se pri segrevanju zaščitni oksidni film MgO raztopi v vodi. V primeru berilija je zaščitni oksidni film zelo odporen: voda z njim ne reagira niti pri vrenju niti pri rdeči vročini:
z neoksidirajočimi kislinami
Vse kovine glavne podskupine skupine II reagirajo z neoksidirajočimi kislinami, saj so v nizu aktivnosti levo od vodika. V tem primeru nastaneta sol ustrezne kisline in vodik. Primeri reakcij:
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
z oksidacijskimi kislinami
− razredčena dušikova kislina
Vse kovine skupine IIA reagirajo z razredčeno dušikovo kislino. V tem primeru so redukcijski produkti namesto vodika (kot pri neoksidirajočih kislinah) dušikovi oksidi, predvsem dušikov oksid (I) (N 2 O), v primeru močno razredčene dušikove kisline pa amonijev nitrat ( NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (zelo razčlenjeno)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
− koncentrirana dušikova kislina
Koncentrirana dušikova kislina pri navadni (ali nizki) temperaturi pasivira berilij, tj. ne reagira z njim. Pri vrenju je reakcija možna in poteka predvsem v skladu z enačbo:
Magnezij in zemeljsko alkalijske kovine reagirajo s koncentrirano dušikovo kislino, da tvorijo široko paleto različnih produktov redukcije dušika.
− koncentrirana žveplova kislina
Berilij pasiviramo s koncentrirano žveplovo kislino, tj. v normalnih pogojih z njim ne reagira, vendar reakcija poteka med vrenjem in vodi do tvorbe berilijevega sulfata, žveplovega dioksida in vode:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Barij pasivira tudi koncentrirana žveplova kislina zaradi tvorbe netopnega barijevega sulfata, vendar z njim reagira pri segrevanju, barijev sulfat se raztopi pri segrevanju v koncentrirani žveplovi kislini zaradi pretvorbe v barijev hidrogensulfat.
Preostale kovine glavne skupine IIA reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino pod kakršnimi koli pogoji, tudi na mrazu. Redukcija žvepla se lahko pojavi v SO 2, H 2 S in S, odvisno od aktivnosti kovine, reakcijske temperature in koncentracije kisline:
Mg + H 2 SO 4 ( konc .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H2SO4 ( konc .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H2SO4 ( konc .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
z alkalijami
Magnezij in zemeljskoalkalijske kovine ne delujejo z alkalijami, berilij pa zlahka reagira tako z alkalnimi raztopinami kot z brezvodnimi alkalijami med fuzijo. Poleg tega, ko poteka reakcija v vodni raztopini, pri reakciji sodeluje tudi voda, produkti pa so tetrahidroksoberilati alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin in plinasti vodik:
Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - kalijev tetrahidroksoberilat
Pri reakciji s trdno alkalijo med taljenjem nastanejo berilati alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin in vodik.
Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - kalijev berilat
z oksidi
Zemljoalkalijske kovine, pa tudi magnezij, lahko pri segrevanju reducirajo manj aktivne kovine in nekatere nekovine iz njihovih oksidov, na primer:
Metoda obnavljanja kovin iz njihovih oksidov z magnezijem se imenuje magnezijeva termika.
Če narišemo diagonalo od berilija do astatina v periodnem sistemu elementov D. I. Mendelejeva, potem bodo kovinski elementi na diagonali spodaj levo (vključujejo tudi elemente sekundarnih podskupin, poudarjene z modro) in nekovine elementov zgoraj desno (označeno rumeno). Elementi, ki se nahajajo blizu diagonale - semimetali ali metaloidi (B, Si, Ge, Sb itd.) Imajo dvojni značaj (označeni z rožnato).
Kot je razvidno iz slike, je velika večina elementov kovin.
Po svoji kemični naravi so kovine kemični elementi, katerih atomi oddajajo elektrone z zunanje ali predzunanje energijske ravni in tako tvorijo pozitivno nabite ione.
Skoraj vse kovine imajo relativno velike radije in majhno število elektronov (od 1 do 3) na zunanji energijski ravni. Za kovine so značilne nizke vrednosti elektronegativnosti in redukcijske lastnosti.
Najbolj značilne kovine se nahajajo na začetku obdobij (začenši od druge), naprej od leve proti desni, kovinske lastnosti oslabijo. V skupini od zgoraj navzdol se kovinske lastnosti izboljšajo, ker se poveča polmer atomov (zaradi povečanja števila energijskih nivojev). To vodi do zmanjšanja elektronegativnosti (sposobnosti privabljanja elektronov) elementov in povečanja redukcijskih lastnosti (sposobnosti oddajanja elektronov drugim atomom v kemijskih reakcijah).
tipično kovine so s-elementi (elementi skupine IA od Li do Fr. elementi skupine PA od Mg do Ra). Splošna elektronska formula njihovih atomov je ns 1-2. Za njih sta značilni oksidacijski stopnji + I oziroma + II.
Majhno število elektronov (1-2) na zunanji energijski ravni tipičnih kovinskih atomov nakazuje, da se ti elektroni zlahka izgubijo in kažejo močne redukcijske lastnosti, ki odražajo nizke vrednosti elektronegativnosti. To pomeni omejene kemijske lastnosti in metode za pridobivanje tipičnih kovin.
Značilna lastnost tipičnih kovin je težnja njihovih atomov, da tvorijo katione in ionske kemične vezi z atomi nekovin. Spojine tipičnih kovin z nekovinami so ionski kristali "kovinski kationski anion nekovine", na primer K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipični kovinski kationi so vključeni tudi v spojine s kompleksnimi anioni - hidroksidi in soli, na primer Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
Kovine skupine A, ki tvorijo amfoterno diagonalo v periodnem sistemu Be-Al-Ge-Sb-Po, kot tudi kovine, ki mejijo nanje (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi), nimajo značilnih kovinskih lastnosti . Splošna elektronska formula njihovih atomov ns 2 np 0-4 pomeni večjo raznolikost oksidacijskih stanj, večjo sposobnost zadrževanja lastnih elektronov, postopno zmanjševanje redukcijske sposobnosti in pojav oksidacijske sposobnosti, zlasti v visokih oksidacijskih stopnjah (tipični primeri so spojine Tl III, Pb IV, Bi v ). Podobno kemijsko obnašanje je značilno tudi za večino (d-elementi, tj. elementi B-skupine periodnega sistema (tipična primera sta amfoterna elementa Cr in Zn).
Ta manifestacija dvojnosti (amfoternih) lastnosti, tako kovinskih (bazičnih) kot nekovinskih, je posledica narave kemijske vezi. V trdnem stanju vsebujejo spojine atipičnih kovin z nekovinami pretežno kovalentne vezi (vendar manj močne kot vezi med nekovinami). V raztopini se te vezi zlahka zlomijo in spojine disociirajo na ione (v celoti ali delno). Na primer, kovinski galij je sestavljen iz molekul Ga 2, v trdnem stanju aluminijev in živosrebrov (II) klorid AlCl 3 in HgCl 2 vsebujeta močne kovalentne vezi, vendar v raztopini AlCl 3 skoraj popolnoma disociira, HgCl 2 - na zelo majhno (in nato v ione HgCl + in Cl -).
Splošne fizikalne lastnosti kovin
Zaradi prisotnosti prostih elektronov ("elektronski plin") v kristalni mreži imajo vse kovine naslednje značilne splošne lastnosti:
1) Plastika- možnost enostavnega spreminjanja oblike, raztegovanja v žico, valjanja v tanke liste.
2) kovinski lesk in motnost. To je posledica interakcije prostih elektronov s svetlobo, ki vpada na kovino.
3) Električna prevodnost. Razlaga se z usmerjenim gibanjem prostih elektronov od negativnega do pozitivnega pola pod vplivom majhne potencialne razlike. Pri segrevanju se električna prevodnost zmanjša, saj. z naraščanjem temperature se povečajo nihanja atomov in ionov v vozliščih kristalne mreže, kar oteži usmerjeno gibanje »elektronskega plina«.
4) Toplotna prevodnost. To je posledica velike mobilnosti prostih elektronov, zaradi česar se temperatura hitro izenači z maso kovine. Največjo toplotno prevodnost imata bizmut in živo srebro.
5) Trdota. Najtrši je krom (reže steklo); najmehkejše - alkalijske kovine - kalij, natrij, rubidij in cezij - režemo z nožem.
6) Gostota. Manjša je, čim manjša je atomska masa kovine in čim večji je polmer atoma. Najlažji je litij (ρ=0,53 g/cm3); najtežji je osmij (ρ=22,6 g/cm3). Kovine z gostoto manjšo od 5 g/cm3 se štejejo za "lahke kovine".
7) Tališča in vrelišča. Najbolj talilna kovina je živo srebro (tal. = -39 °C), najbolj ognjevzdržna kovina je volfram (t°m. = 3390 °C). Kovine s t°pl. nad 1000 ° C veljajo za ognjevzdržne, pod - nizko tališče.
Splošne kemijske lastnosti kovin
Močni reducenti: Me 0 – nē → Me n +
Številne napetosti označujejo primerjalno aktivnost kovin v redoks reakcijah v vodnih raztopinah. 
I. Reakcije kovin z nekovinami
1) S kisikom:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Z žveplom:
Hg + S → HgS
3) S halogeni:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2
4) Z dušikom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2
5) S fosforjem:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2
6) Z vodikom (reagirajo samo alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine):
2Li + H 2 → 2LiH
Ca + H 2 → CaH 2
II. Reakcije kovin s kislinami
1) Kovine, ki stojijo v elektrokemičnem nizu napetosti do H, reducirajo neoksidirajoče kisline v vodik:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2
2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2
2) Z oksidirajočimi kislinami:
Pri interakciji dušikove kisline katere koli koncentracije in koncentrirane žveplove kisline s kovinami vodik se nikoli ne sprosti! 
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 (c) + 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 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Interakcija kovin z vodo
1) Aktivne (alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine) tvorijo topno bazo (alkalije) in vodik:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
2) Kovine srednje aktivnosti oksidirajo z vodo, ko se segrejejo do oksida:
Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2
3) Neaktiven (Au, Ag, Pt) - ne reagirajo.
IV. Izpodrivanje z bolj aktivnimi kovinami manj aktivnih kovin iz raztopin njihovih soli:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4
V industriji se pogosto ne uporabljajo čiste kovine, temveč njihove mešanice - zlitine pri katerem se koristne lastnosti ene kovine dopolnjujejo s koristnimi lastnostmi druge. Tako ima baker nizko trdoto in je malo uporaben za izdelavo strojnih delov, zlitine bakra s cinkom ( medenina) so že precej trdi in se pogosto uporabljajo v strojništvu. Aluminij ima visoko duktilnost in zadostno lahkotnost (nizka gostota), vendar je premehak. Na njegovi osnovi je pripravljena zlitina z magnezijem, bakrom in manganom - duralumin (duraluminij), ki brez izgube uporabnih lastnosti aluminija pridobi visoko trdoto in postane primerna v letalski industriji. Zlitine železa z ogljikom (in dodatki drugih kovin) so splošno znane lito železo in jeklo.
Kovine v prosti obliki so redukcijska sredstva. Vendar pa je reaktivnost nekaterih kovin nizka zaradi dejstva, da so prekrite s površinski oksidni film, do različne stopnje odporen na delovanje takšnih kemičnih reagentov, kot so voda, raztopine kislin in alkalij.
Na primer, svinec je vedno prekrit z oksidnim filmom, njegov prehod v raztopino ne zahteva le izpostavljenosti reagentu (na primer razredčeni dušikovi kislini), temveč tudi segrevanje. Oksidni film na aluminiju preprečuje njegovo reakcijo z vodo, vendar se uniči pod delovanjem kislin in alkalij. Ohlapen oksidni film (rja), ki nastane na površini železa v vlažnem zraku, ne ovira nadaljnje oksidacije železa.
Pod vplivom koncentrirano na kovinah nastanejo kisline trajnostno oksidni film. Ta pojav se imenuje pasivizacija. Torej, v koncentriranem žveplova kislina pasivirane (in nato ne reagirajo s kislino) kovine, kot so Be, Bi, Co, Fe, Mg in Nb, in v koncentrirani dušikovi kislini - kovine A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th in U.
Pri interakciji z oksidanti v kislih raztopinah se večina kovin spremeni v katione, katerih naboj je določen s stabilnim oksidacijskim stanjem danega elementa v spojinah (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ in Fe 3 +)
Redukcijska aktivnost kovin v kisli raztopini se prenaša z nizom napetosti. Večina kovin se pretvori v raztopino klorovodikove in razredčene žveplove kisline, vendar Cu, Ag in Hg - samo žveplova (koncentrirana) in dušikova kislina ter Pt in Au - "aqua regia".
Korozija kovin
Nezaželena kemična lastnost kovin je njihova, to je aktivna destrukcija (oksidacija) ob stiku z vodo in pod vplivom v njej raztopljenega kisika. (kisikova korozija). Splošno znana je na primer korozija železnih izdelkov v vodi, zaradi česar nastane rja, izdelki pa se drobijo v prah.
Korozija kovin poteka v vodi tudi zaradi prisotnosti raztopljenih plinov CO 2 in SO 2; nastane kislo okolje in kationi H + se izpodrinejo z aktivnimi kovinami v obliki vodika H 2 ( vodikova korozija).
Stična točka med dvema različnima kovinama je lahko še posebej jedka ( kontaktna korozija). Med eno kovino, kot je Fe, in drugo kovino, kot je Sn ali Cu, postavljena v vodo, nastane galvanski par. Tok elektronov poteka od bolj aktivne kovine, ki je levo v nizu napetosti (Re), do manj aktivne kovine (Sn, Cu), bolj aktivna kovina pa se uniči (korodira).
Zaradi tega kositrna površina pločevink (kositrno železo) ob skladiščenju v vlažnem ozračju in neprevidnem ravnanju rjavi (železo se hitro sesede že po majhni praski, kar omogoči stik železa z vlago). Nasprotno, pocinkana površina železnega vedra dolgo ne rjavi, saj tudi če so praske, ne korodira železo, temveč cink (bolj aktivna kovina kot železo).
Odpornost proti koroziji za določeno kovino se poveča, če je prevlečena z bolj aktivno kovino ali ko sta taljeni; na primer, prevleka železa s kromom ali izdelava zlitine železa s kromom odpravi korozijo železa. Kromirano železo in jeklo, ki vsebuje krom ( nerjaveče jeklo) imajo visoko odpornost proti koroziji.
elektrometalurgija, tj. pridobivanje kovin z elektrolizo talin (za najbolj aktivne kovine) ali raztopin soli;
pirometalurgija, tj. pridobivanje kovin iz rud pri visoki temperaturi (na primer proizvodnja železa v plavžu);
hidrometalurgija, t.j. izolacija kovin iz raztopin njihovih soli z bolj aktivnimi kovinami (na primer proizvodnja bakra iz raztopine CuSO 4 z delovanjem cinka, železa ali aluminija).
Samorodne kovine včasih najdemo v naravi (tipični primeri so Ag, Au, Pt, Hg), pogosteje pa so kovine v obliki spojin ( kovinske rude). Po razširjenosti v zemeljski skorji so kovine različne: od najpogostejših - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) do najredkejših - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Kemijske lastnosti snovi niso odvisne le od tega, iz katerih kemičnih elementov je sestavljena, temveč tudi od zgradbe molekul snovi (strukturna izomerija) in od prostorske konfiguracije molekul (konformacija, stereoizomerija). Snovi z enako sestavo in zgradbo imajo praviloma enake kemijske lastnosti, razen pri reakcijah s snovmi drugačne prostorske konfiguracije. To razlikovanje je še posebej pomembno v biokemiji, na primer sposobnost proteina, da reagira z drugimi biološko aktivnimi snovmi, je lahko odvisna od načina njegovega zvijanja.
Primeri kemijskih lastnosti
Poglej tudi
Opombe
Fundacija Wikimedia. 2010.
Oglejte si, kaj je "Kemijske lastnosti" v drugih slovarjih:
Kemijske lastnosti- - določite sposobnost materiala, da se podvrže kemičnim transformacijam ob stiku s snovmi zunanjega okolja (vključno z agresivnimi), ohrani sestavo in strukturo v inertnem okolju, kemično interakcijo komponent ... ...
Kemijske lastnosti- — SL kemijska lastnost Lastnosti snovi, odvisne od razporeditve atomov v molekuli, npr. biološka uporabnost, razgradljivost, obstojnost itd. (Vir: RRDA)… …
Kemijske lastnosti- - sklop elektromagnetnih interakcij med kemijskimi elementi, ki vodijo do nastanka ravnotežnih stabilnih sistemov (molekul, ionov, radikalov). Slovar analizne kemije ... Kemični izrazi
Kemijske lastnosti- cheminės savybės statusas T sritis avtomatika atitikmenys: engl. kemijske lastnosti vok. chemische Eigenschaften, f rus. kemijske lastnosti, npr. propriétes chimiques, f … Automatikos terminų žodynas
Kemijske lastnosti alkoholov so kemijske reakcije alkoholov v interakciji z drugimi snovmi. Določa jih predvsem prisotnost hidroksilne skupine in zgradba ogljikovodikove verige ter njihov medsebojni vpliv: Čim bolj ... ... Wikipedia
Fizikalno-kemijske lastnosti- - označujejo vpliv agregatnega stanja materiala na potek določenih kemijskih procesov (npr. stopnja razpršenosti materiala vpliva na kinetiko kemijskih reakcij). [Kosykh, A. V. Umetna in naravna zgradba ... ... Enciklopedija izrazov, definicij in razlag gradbenih materialov
Fizikalne in kemijske lastnosti ognjevarnih surovin- [ognjevarni] - niz kemične in / ali zrnate sestave ognjevzdržnih surovin [ognjevzdržnih], njegovih termomehanskih in termofizičnih lastnosti, ki določajo obseg. [GOST R 52918 2008] Naslov izraza: Naslovi enciklopedije surovin ... Enciklopedija izrazov, definicij in razlag gradbenih materialov
Pomen teme članka je postavljen pod vprašaj. Prosimo, da v članku pokažete pomen njegove teme tako, da mu dodate dokaze o pomembnosti v skladu s posebnimi merili pomembnosti ali, v primeru, da zasebni kriteriji pomembnosti za ... ... Wikipedia
fizikalne in kemijske lastnosti- fizikinės ir cheminės savybės statusas T sritis avtomatika atitikmenys: engl. fizikalno-kemijske lastnosti vok. physikalish chemische Eigenschaften, f rus. fizikalne in kemijske lastnosti, n pranc. proprietés physico chimiques, f … Automatikos terminų žodynas
fizikalno-kemijske lastnosti- - [A.S. Goldberg. Angleško-ruski energetski slovar. 2006] Teme energija na splošno EN fizikalno-kemijske lastnosti … Priročnik tehničnega prevajalca
knjige
- Fizikalne in kemijske lastnosti polprevodniških snovi. Priročnik,. Referenčna knjiga sistematizira glavne lastnosti čistih anorganskih kristalin, pa tudi nekatere steklaste snovi elementarnega, dvojnega, trojnega in bolj kompleksnega ...
Za zadnje 200 let človeštva preučeval lastnosti snovi bolje kot v vsej zgodovini razvoja kemije. Seveda hitro narašča tudi število snovi, predvsem zaradi razvoja različnih metod pridobivanja snovi.
V vsakdanjem življenju se srečujemo s številnimi snovmi. Med njimi so voda, železo, aluminij, plastika, soda, sol in številni drugi. Snovi, ki obstajajo v naravi, kot sta kisik in dušik v zraku, snovi, raztopljene v vodi in naravnega izvora, imenujemo naravne snovi. Aluminij, cink, aceton, apno, milo, aspirin, polietilen in mnoge druge snovi v naravi ne obstajajo.
Pridobivajo se v laboratoriju in proizvajajo v industriji. Umetne snovi v naravi ne nastajajo, ustvarjene so iz naravnih snovi. Nekatere snovi, ki obstajajo v naravi, lahko pridobimo tudi v kemijskem laboratoriju.
Torej, pri segrevanju kalijevega permanganata se sprosti kisik, pri segrevanju krede pa - ogljikov dioksid. Znanstveniki so se naučili spremeniti grafit v diamant, gojiti kristale rubina, safirja in malahita. Torej poleg snovi naravnega izvora obstaja ogromno umetno ustvarjenih snovi, ki jih v naravi ni.
Snovi, ki jih v naravi ni, proizvajajo različna podjetja: tovarne, obrati, kombinati itd.
V razmerah izčrpanosti naravnih virov našega planeta se kemiki zdaj soočajo s pomembno nalogo: razviti in izvajati metode, s katerimi je mogoče umetno, v laboratoriju ali industrijski proizvodnji, pridobiti snovi, ki so analogi naravnih snovi. Zmanjkuje na primer zalog fosilnih goriv v naravi.
Morda bo prišel čas, ko bo zmanjkalo nafte in zemeljskega plina. Razvijajo se že nove vrste goriva, ki bi bila prav tako učinkovita, a ne bi onesnaževala okolja. Do danes se je človeštvo naučilo umetno pridobivati različne drage kamne, kot so diamanti, smaragdi, berili.
Agregatno stanje snovi
Snovi so lahko v več agregatnih stanjih, od katerih poznaš tri: trdno, tekoče in plinasto. Na primer, voda v naravi obstaja v vseh treh agregatnih stanjih: trdni (v obliki ledu in snega), tekoči (voda v tekočem stanju) in plinasti (vodna para). Znane so snovi, ki v normalnih pogojih ne morejo obstajati v vseh treh agregatnih stanjih. Primer tega je ogljikov dioksid. Pri sobni temperaturi je plin brez vonja in barve. Pri -79°С ta snov »zmrzne« in preide v trdno agregatno stanje. Gospodinjsko (trivialno) ime za takšno snov je "suh led". To ime je ta snov dobila zaradi dejstva, da se "suhi led" spremeni v ogljikov dioksid brez taljenja, to je brez prehoda v tekoče agregatno stanje, ki je prisotno na primer v vodi.
Tako je mogoče narediti pomemben zaključek. Ko snov preide iz enega agregatnega stanja v drugo, se ne spremeni v druge snovi. Sam proces neke spremembe, transformacije, imenujemo pojav.
fizikalni pojavi. Fizikalne lastnosti snovi.
Pojave, pri katerih snovi spremenijo agregatno stanje, vendar se ne spremenijo v druge snovi, imenujemo fizikalni. Vsaka posamezna snov ima določene lastnosti. Lastnosti snovi so lahko med seboj različne ali podobne. Vsaka snov je opisana z nizom fizikalnih in kemijskih lastnosti. Za primer vzemimo vodo. Voda pri temperaturi 0°C zmrzne in se spremeni v led, pri temperaturi +100°C pa zavre in se spremeni v paro. Ti pojavi so fizikalni, saj voda ni prešla v druge snovi, pride le do spremembe agregatnega stanja. Ta zmrziščna in vrelišča so fizikalne lastnosti, značilne za vodo.
Lastnosti snovi, ki jih določimo z meritvami ali vizualno brez pretvorbe nekaterih snovi v druge, imenujemo fizične
Izhlapevanje alkohola, kot izhlapevanje vode- fizikalni pojavi, snovi ob tem spremenijo agregatno stanje. Po poskusu se lahko prepričate, da alkohol izhlapeva hitreje kot voda - to so fizikalne lastnosti teh snovi.
Glavne fizikalne lastnosti snovi vključujejo naslednje: agregatno stanje, barva, vonj, topnost v vodi, gostota, vrelišče, tališče, toplotna prevodnost, električna prevodnost. Fizikalne lastnosti, kot so barva, vonj, okus, oblika kristalov, lahko določimo vizualno, s pomočjo čutil, gostoto, električno prevodnost, tališče in vrelišče pa določimo z meritvijo. Podatki o fizikalnih lastnostih številnih snovi so zbrani v posebni literaturi, na primer v referenčnih knjigah. Fizikalne lastnosti snovi so odvisne od njenega agregatnega stanja. Na primer, gostota ledu, vode in vodne pare je različna.
Plinasti kisik je brezbarven, tekoči kisik pa modre barve. Poznavanje fizikalnih lastnosti pomaga "prepoznati" veliko snovi. na primer baker- edina rdeča kovina. Samo kuhinjska sol ima slan okus. jod- skoraj črna trdna snov, ki se pri segrevanju spremeni v vijolično paro. V večini primerov je treba za opredelitev snovi upoštevati več njenih lastnosti. Kot primer navajamo fizikalne lastnosti vode:
- barva - brezbarvna (v majhni količini)
- vonj - brez vonja
- agregatno stanje - v normalnih pogojih tekoče
- gostota - 1 g / ml,
- vrelišče – +100°С
- tališče - 0°С
- toplotna prevodnost - nizka
- električna prevodnost – čista voda ne prevaja elektrike
Kristalne in amorfne snovi
Pri opisu fizikalnih lastnosti trdnih snovi je običajno opisati strukturo snovi. Če pogledate vzorec kuhinjske soli pod povečevalnim steklom, boste opazili, da je sol sestavljena iz številnih drobnih kristalčkov. Zelo velike kristale lahko najdemo tudi v nahajališčih soli. Kristali so trdna telesa, ki imajo obliko pravilnih poliedrov. Kristali so lahko različnih oblik in velikosti. Kristali nekaterih snovi, kot na primer tabela sol – krhek, lahko zlomljiv. Obstajajo precej trdi kristali. Na primer, eden najtrših mineralov je diamant. Če pogledate kristale soli pod mikroskopom, boste opazili, da imajo vsi podobno strukturo. Če upoštevamo na primer steklene delce, bodo vsi imeli drugačno strukturo - takšne snovi imenujemo amorfne. Amorfne snovi vključujejo steklo, škrob, jantar, čebelji vosek. Amorfne snovi - snovi, ki nimajo kristalne strukture
kemijski pojavi. Kemijska reakcija.
Če pri fizikalnih pojavih snovi praviloma le spreminjajo agregatno stanje, potem pri kemijskih pojavih nekatere snovi prehajajo v druge snovi. Tu je nekaj preprostih primerov: gorenje vžigalice spremlja zoglenitev lesa in sproščanje plinastih snovi, kar pomeni, da pride do nepovratne pretvorbe lesa v druge snovi. Še en primer: sčasoma se bronaste skulpture prekrijejo z zelenim premazom. To je zato, ker bron vsebuje baker. Ta kovina počasi sodeluje s kisikom, ogljikovim dioksidom in zračno vlago, zaradi česar na površini skulpture nastajajo nove zelene snovi. Kemijski pojavi - pojavi pretvorbe ene snovi v drugo Proces interakcije snovi s tvorbo novih snovi imenujemo kemijska reakcija. Kemijske reakcije potekajo povsod okoli nas. Kemične reakcije potekajo v nas samih. V našem telesu nenehno potekajo transformacije številnih snovi, snovi reagirajo med seboj in tvorijo reakcijske produkte. Tako so v kemijski reakciji vedno reagirajoče snovi in snovi, ki nastanejo kot posledica reakcije.
- Kemijska reakcija- proces interakcije snovi, zaradi česar nastanejo nove snovi z novimi lastnostmi
- Reagenti- snovi, ki vstopijo v kemično reakcijo
- Izdelki- snovi, ki nastanejo kot posledica kemijske reakcije
Kemijsko reakcijo na splošno predstavlja reakcijska shema REAGENTI -> IZDELKI
- reagenti– začetne snovi, vzete za reakcijo;
- izdelkov- nove snovi, ki nastanejo kot posledica reakcije.
Vse kemične pojave (reakcije) spremljajo določeni znaki, s pomočjo katerih je mogoče ločiti kemične pojave od fizikalnih. Takšni znaki vključujejo spremembo barve snovi, sproščanje plina, nastanek oborine, sproščanje toplote in emisijo svetlobe.
Številne kemične reakcije spremlja sproščanje energije v obliki toplote in svetlobe. Takšne pojave praviloma spremljajo reakcije zgorevanja. Pri reakcijah zgorevanja v zraku snovi reagirajo s kisikom v zraku. Tako na primer kovinski magnezij vžge in gori v zraku s svetlim slepečim plamenom. Zato se je v prvi polovici dvajsetega stoletja za ustvarjanje fotografij uporabljala magnezijeva bliskavica. V nekaterih primerih je možno sproščanje energije v obliki svetlobe, vendar brez sproščanja toplote. Ena od vrst pacifiškega planktona lahko oddaja svetlo modro svetlobo, jasno vidno v temi. Sproščanje energije v obliki svetlobe je posledica kemične reakcije, ki se pojavi v organizmih te vrste planktona.
Povzetek članka:
- Obstajata dve veliki skupini snovi: snovi naravnega in umetnega izvora.
- V normalnih pogojih so lahko snovi v treh agregatnih stanjih
- Lastnosti snovi, ki jih določimo z meritvami ali vizualno brez pretvorbe nekaterih snovi v druge, imenujemo fizične
- Kristali so trdna telesa, ki imajo obliko pravilnih poliedrov.
- Amorfne snovi - snovi, ki nimajo kristalne strukture
- Kemijski pojavi - pojavi pretvorbe ene snovi v drugo
- Reagenti so snovi, ki vstopijo v kemično reakcijo.
- Izdelki - snovi, ki nastanejo kot posledica kemične reakcije
- Kemične reakcije lahko spremlja sproščanje plina, usedline, toplote, svetlobe; sprememba barve snovi
- Gorenje je kompleksen fizikalno-kemijski proces pretvorbe izhodnih snovi v produkte zgorevanja med kemično reakcijo, ki ga spremlja intenzivno sproščanje toplote in svetlobe (plamen).
Bog je dal človeku železo, hudič pa je zdrsnil rjo.
Pregovor
Sprememba lastnosti v desetletjih. Ker so d-elementi označeni pozitivno st.ok., nato pa v obliki enostavnih snovi izkazujejo redukcijske lastnosti, ki jih v vodnih raztopinah označuje vrednost redoks potenciala E . 0 V desetletjih, od leve proti desni, njegova vrednost v korelaciji z vrednostjo I 1 , raste, vendar se pri prehodu na mangan in na podskupino cinka kljub močnemu povečanju I 1 zmanjša zaradi zmanjšanja vrednosti I 2 in zmanjšanja energije kristalne rešetke ob prehodu na te kovine (od tistih ki se nahaja levo od njih v periodnem sistemu).
V kompaktnem stanju pri rev. celo M prvega desetletja z negativnimi vrednostmi E (0 od Sc do Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpasiviranje oksidni filmi na njihovi površini. Vendar pa pri rdečih temperaturah tudi manj aktivne kovine (analogi železa, niklja, vanadija in titana) izpodrivajo vodik iz vode. Reaktivnost M se močno poveča tudi, ko se prenesejo na fino razpršen stanja, na primer, prah mangana in kroma medsebojno deluje z vodo pri približno. (s tvorbo MnO 2 in Cr 2 O 3).
Vse kovine prvega desetletja, za katere je 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).
Razložena je nenormalna pasivnost vanadija (E 0 \u003d -1,20 V) v razredčenih kislinah posebna gostota njegov oksidni film. Topi se le v HF ali koncentrirani HNO, 3 s katero ta kovina reagira:
V + HNO 3 \u003d HVO 3 + ŠT.
drugo aktivna M odvisno od topnost njihovi oksidni filmi v koncentrirani dušikovi kislini bodisi reagirajo z njim, reducirajo dušik na (-3) (to so cink, mangan in skandijeva podskupina), ali pa jih ta pasivizira zaradi odebelitve oksidnega filma, kot je Cr 124.
Pasivacijo lahko izvedemo tudi umetno. Tako obdelava kroma (ki se nahaja v nizu napetosti med cinkom in železom) s koncentrirano dušikovo kislino poveča njegov potencial z -0,56 V na +1,2 V, tj. naredi Cr skoraj tako plemenit kot Pt. (Krom se posebno zlahka dezaktivira v sestavi nerjavnega jekla in drugih zlitin 125 .) Koncentrirana H 2 SO 4 in HNO 3 prav tako pasivizirata železo.
Kobalt in nikelj sta zaradi bližine atomskih polmerov po kemijski aktivnosti podobni Fe (zato ju združujemo v družinažleza). Če pa železo reagira z razredčeno HCl in H 2 SO 4 pri vol., potem Co in Ni pri segrevanju. Poleg tega jih dušikova kislina deaktivira v manjši meri kot železo, zaradi večje topnosti njihovih oksidov v tej kislini.
Upoštevajte, da za elemente drugega in tretjega desetletja narava spremembe vrednosti E 0 ostaja približno enaka kot v prvem.
Spremembe lastnosti v podskupinah. Vrednost I 1 v d-podskupinah je predvsem raste inpovečana moč vezi v mreži M (primerjaj mp). Posledično (v nasprotju z glavnimi podskupinami in podskupino Sc) postane vrednost E 0 bolj pozitivna in reaktivnost kovin zmanjša.
Torej, v podskupini IB, če se baker raztopi v koncentrirani žveplovi kislini pri o.c., potem srebro le pri t> 160 0 C. Vendar se srebro, tako kot baker, pri sobatemperaturo sodeluje z dušikovo kislino, zlato pa samo z "aqua regia" (kot tudi s selensko kislino (glej zgoraj) in s klorirano vodo v prisotnosti HCl).
V podskupini IIB je Zn topen tudi v ocetni kislini, Cd v HCl in Hg (E 0 > 0) samo v HNO (3 s pomanjkanjem kisline gre oksidacija v Hg, 2 2 + in s presežkom - v Hg). 2+
Podobno v podskupini VIIB Mn reagira tudi s CHCOOH 3 ter Tc in Re (njuni vrednosti
E 0: 0,47 V oziroma 0,37 V), pri približno. raztopijo samo v oksidacijskih kislinah, na primer v dušikovi kislini (produkti NO in HEO 4).
V podskupini VIIIB vse kovine družine železa medsebojno delujejo z razredčenimi kislinami. In njihovi analogi, tj. platinske kovine (E 0 > 0) se oksidirajo samo v težka pogojev, bližina njihovih radijev pa povzroča velik podobnost v kemičnem obnašanju, obstajajo pa tudi razlike.
Torej, najbolj aktiven med njimi - paladij - spada med kisline, kot je srebro; rodij in iridij pa se za razliko od drugih ne raztopita niti v »kraljevski vodki« 126 . Reagirajo z raztopino natrijevega klorida, nasičenega s klorom, pri rdeči vročini s tvorbo trajnostno kompleksi Na 3 [ECl 6 ]. Vendar te kovine v obliki črne zlahka reagirajo z vročo žveplovo kislino in celo s klorovodikovo kislino v prisotnosti kisika. Upoštevajte, da se pod temi pogoji osmij zaradi visoke afinitete do kisika (?) prav tako raztopi v kompaktni obliki.
V IV, V in VI stranskih podskupinah v M drugi in tretji dekadi E 0< 0 , но за счет влиянияgosto oksidni film na svoji površini, reagirajo s kislinami le v težkih pogojih. Tako sta Zr in Hf topna le v kompleksirnih kislinah: v vroči žveplovi kislini (produkt je H 2 [E (SO 4) ] 3) in v fluorovodikovi kislini (H 4 [EF 8 ]); molibden pri segrevanju medsebojno deluje le z oksidacijskimi kislinami, medtem ko volfram, niobij in tantal medsebojno delujejo le z mešanico HF in HNO (3 produkti NO in H 2 WF 8 oziroma H 2 EF 7).
Torej, ne glede na to, ali obstaja prekrivanje kinetičnega faktorja (pasivirajočega filma) ali ne, se aktivnost d-kovin glede na kisline v podskupinah zmanjša. Izjema, kot že omenjeno, je skandijeva podskupina, pri katerem ni učinka f-kompresije in je narava spremembe vrednosti atomskega polmera, I 1 in E 0 enaka kot v glavnih podskupinah. Posledično lantan (za razliko od skandija in itrija, ki sta volumsko topna samo v kislinah) medsebojno deluje tudi z vodo:
La + H 2 O → La (OH) 3 + H 2.
Razmerje med d-kovinami in alkalijami. Srebro je najbolj odporno na alkalijo 127, najmanj pa cink: oksidira celo rešitev alkalije, reducirajo vodik vode in tvorijo kompleks 128 - . Preostale d-kovine, če ponavadi obstajajo v anionski obliki, reagirajo z alkalijami (ali sodo) ko je zlit, na primer:
Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .
⎭ ⎩ Na 3 VO 4
Pri drugih pa je treba imeti oksidacijsko sredstvo:
Cr + NaNO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaNO 2,
O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2.
Poleg tega W in Mo delujeta z alkalijami bolj aktivno kot Cr, ker njihova površina se med reakcijo prekrije z bolj kislim oksidom (EO), 3 kot pri kromu (Cr 2 O 3).
Interakcija d-kovin s preprostimi snovmi. korozija. V sobnih pogojih samo fluor oksidira večino d-kovin, razen plemenitih (vendar so reakcije s Cu, Ni, Fe (pa tudi s Pb, Al) omejene na tvorbo zaščitnih fluoridnih filmov). Poleg tega na približno. zlato medsebojno deluje z bromom, živo srebro pa z jodom in žveplom zaradi tvorbe termodinamično zelo trajnostno produkti: AuBr, 3 HgI 2 in HgS (glej poglavje "Halogeni").
V zraku, v fino razpršenem stanju, precej aktivne kovine (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) piroforen 2 (t.j. zasvetijo ob izlivu na zraku), v kompaktni obliki pa je večina M stabilnih zaradi pasivizacije. Še posebej gosto površinske folije tvorijo kovine podskupine vanadija in titana, zato imajo visoko odpornost proti koroziji (tudi v morski vodi).
Druge kovine niso tako stabilne. Pod vplivom komponent zraka (česa?) Cink in baker počasi korodirata (s tvorbo E 2 (OH) 2 CO 3); celo srebro potemni in se prekrije s sulfidom (pod skupnim vplivom O 2, H 2 O in H 2 S; kakšna je vloga vsakega od njih?).
Posebno hitro korodira železo. Res je, da v suhem ozračju njegova oksidacija poteka le do nastanka gosto pasivirajoči FeO film. Toda v prisotnosti vlage je produkt, dobljen z reakcijo:
Fe + H 2 O → FeO + H 2,
oksidira s kisikom, ki ga molekule H 2 O aktivirajo v Fe 2 O 3 . Hkrati voda, ki jo absorbira kovinska površina, delno raztopi produkte oksidacije v sebi, ovira nastanek gosto oksidna struktura, zaradi česar se nadaljuje korozija železa globoko v.
Dodatek alkalije zmanjša oksidacijski potencial kisika, zato gre proces v manjši meri. Upoštevajte, da zeločistaželezo, ki dobro adsorbira vodik in s tem pasivizira svojo površino, ne oksidira.
Tehnično železo za protikorozijsko zaščito barvamo ali podvržemo kositrenju, cinkanju, kromiranju, nikljanju, nitriranju (prevleka Fe 4 N), cementiranju (Fe C 3) in drugim metodam obdelave. Še posebej, vitrifikacijo kovinska površina s pomočjo laserja poveča odpornost proti koroziji za 12-krat, ko pa se M segreje nad 200 0 C, se ta učinek izgubi. Bolj zanesljiv, a drag način za boj proti oksidaciji železa v zraku je pridobivanje nerjavečega jekla (18% Cr in 9% Ni).
Vendar pa je korozija počasen proces in dovolj hitro d-kovine reagirajo samo z nekovinami pri segrevanju, tudi najbolj aktivne M podskupine skandija (oksidirane na (+3)). (Vendar se od Sc do La interakcijska aktivnost poveča (?) in lantan se npr. vname v kloru pri rev.)
Pri manj reaktivnih (?) kovinah podskupine titana je zahtevan več ogrevanje (nad 150 0 С). V tem primeru se Hf pretvori v Hf + 4, Ti in Zr pa lahko tvorita produkte v manjvredno st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2 itd. So pa močni reducenti, zlasti pri Zr (?) - na zraku oksidirajo ali dismutirajo:
ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .
Tudi pri manj aktivnih kovinah vanadijeve podskupine reakcije potekajo pri t > 400 0 C, s tvorbo produktov pa le v najvišjih st. (+5).
Pri prehodu v podskupino kroma se reaktivnost M raste(zaradi večje hlapnosti oksidov), pade pa od Cr do W (?). Krom torej sodeluje z vsemi G 2, molibden ne reagira z I 2 in volfram tudi ne reagira z Br 2. Poleg tega se oksidacija kroma dvigne do (+3), njegovih analogov pa do (+6). (Upoštevajte, da je WF 6 najtežji plin v N.C.)
Podobne vzorce opazimo v drugih podskupinah d-kovin. Torej, tehnecij in renij ne delujeta z jodom, ampak z drugimi halogeni - le pri t> 400 0 C in tvorita EG 7 . Hkrati mangan oksidira z rahlim segrevanjem.
celo siva in do st. (+2).
Baker reagira z mokra klor pri vol., srebro - z rahlim segrevanjem in zlato - samo pri t> 200 0 C. Pri segrevanju kisik deluje samo na baker (produkt CuO, pri višjih temperaturah - Cu 2 O (?)) in srebro oksidirano ( za razliko od zlata) z ozonom (v AgO).
V CO 2 gori tudi cink, živo srebro pa pri pribl. tudi oksidni film ni prekrit. Pri segrevanju na 300 0 C tvori zmes HgO in Hg 2 O oksidov, ki pri t> 400 0 C odcepijo O in se spremenijo v Hg, medtem ko je temperatura razgradnje kadmijevega oksida 1813 0 C, ZnO pa 1950 0 C.
Platinaste kovine in zlato so kemično najbolj stabilni, vendar z zadostnim segrevanjem reagirajo s skoraj vsemi nekovinami (G 2, O 2, S, P, As), čeprav z različno aktivnostjo in selektivnost; in sicer: v periodah od leve proti desni narašča odpornost proti O 2 in F 2, zmanjšuje pa proti Cl 2 in S (v skladu z elektronsko zgradbo atomov elementov (?)).
Torej, če fluor reagira s platino le pri t > 400 0 C, potem klor reagira pri 250 0 C (produkt PtCl 2). Ali če upoštevamo interakcijo s kisikom: osmij v obliki črne oksidira na zraku pri vol. (do OsO 4), rutenij - z rahlim segrevanjem, ostalo pa pri rdeči vročini. Produkti: IrO 2 , PdO, PtO 2 , Rh 2 O 3 .
(Pri močnejšem segrevanju se ti oksidi razgradijo, poleg tega, če reakcija:
PtO 2 → Pt+ O 2
poteka pri 500 0 C, nato se razgradi:
RuO 2 → Ru+ O 2
se pojavi samo pri t > 1300 0 C).
Podobno povečanje odpornosti kovine na kisik opazimo tudi pri prehodu iz železa v nikelj (glej tabelo 14).
Tabela 14 Značilnosti interakcije kovin iz družine železa s kisikom
Tvorba trdnih raztopin. Značilnost d-kovin je njihova nagnjenost zaradi široke likovne raznolikosti. in valentna stanja, da tvorijo spojine nestehiometrična sestava: intermetalidi (AlNi itd.) ali metalidi (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 itd.). Tako dobro, kot trdne raztopine, zlasti rešitve izvajanje plini. Torej kovine podskupine skandij in titan absorbirajo vodik pri vol. na sestavo: EH 2 in EH (3 pri segrevanju se topnost H 2 zmanjša).
Posebno afiniteto do vodika imata nikelj in paladij (1 V Pd raztopi 1000 V H 2), ki sta torej katalizatorja reakcij. hidrogeniranje. In na primer, platina večinoma sorbira O 2 (do 700 V) in se zato uporablja kot katalizator za procese, ki potekajo s sodelovanjem kisika: oksidacijo NH 3 v NO, SO 2 v SO, 3 za dogorevanje avtomobilskih izpušnih plinov (predvsem v tem primeru se NO spremeni v N 2, CO pa v CO 2) itd.
Mehanizem katalitičnega delovanja teh kovin je, kot se domneva, da plini, raztopljeni v M atomizirano. Tako je vodik, ki se sprosti pri segrevanju njegove raztopine v kovini, močnejši reducent kot molekularni vodik.
Poleg tega na primer pri absorpciji H 2 paladij ohrani kovinske lastnosti do določene meje, vendar izgubi paramagnetizem. To pomeni, da vsaj nekateri vodikovi atomi oddajo svoje valenčne elektrone prevodnemu pasu kovine.
Obstajajo tudi podatki o delni tvorbi hidridnih ionov, na primer pri raztapljanju vodika v železu. Prejeli in tako imenovani. nekonvencionalni hidridi, pri katerih so molekule H 2 koordinirane kot celota na atomu d-kovine. (Služijo kot modeli pri preučevanju intermediatov, ki nastanejo med katalizo.)
