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 in valjanja v tanke plošče.

2) Kovinski sijaj 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 pola do pozitivnega pod vplivom majhne potencialne razlike. Pri segrevanju se električna prevodnost zmanjša, ker Z naraščanjem temperature se tresljaji atomov in ionov v vozliščih kristalne mreže okrepijo, kar otežuje smerno gibanje "elektronskega plina".

4) Toplotna prevodnost. Nastane zaradi velike mobilnosti prostih elektronov, zaradi česar se temperatura hitro izenači po masi 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 kot je atomska masa kovine in večji kot je polmer atoma, manjši je. 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 (tt = -39 °C), najbolj ognjevarna kovina je volfram (tt = 3390 °C). Kovine s temperaturo taljenja nad 1000 ° C se štejejo za ognjevzdržne, pod nizkim tališčem.

Splošne kemijske lastnosti kovin

Močni reducenti: Me 0 – nē → Me n +

Številne napetosti označujejo primerjalno aktivnost kovin v redoks reakcijah v vodnih raztopinah.

1. 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

2. Reakcije kovin s kislinami

1) Kovine v nizu elektrokemičnih 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 sprošča!

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

3. 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 se oksidirajo z vodo, ko se segrejejo do oksida:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktiven (Au, Ag, Pt) - ne reagirajo.

4. Izpodrivanje manj aktivnih kovin z bolj aktivnimi kovinami iz raztopin njihovih soli:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

V industriji pogosto uporabljajo ne 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 neprimeren za izdelavo strojnih delov, zlitine bakra in cinka ( 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 - duraluminij (duraluminij), ki brez izgube uporabne lastnosti aluminij, pridobi visoko trdoto in postane primeren za izdelavo letal. Zlitine železa z ogljikom (in dodatki drugih kovin) so splošno znane lito železo in jeklo.

Proste kovine so restavratorji. Vendar imajo nekatere kovine nizko reaktivnost zaradi dejstva, da so prevlečene površinski oksidni film, v različni meri odporen na kemične reagente, 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 ga kisline in alkalije uničijo. Ohlapen oksidni film (rja), ki nastane na površini železa v vlažnem zraku, ne ovira nadaljnje oksidacije železa.

Pod vplivom koncentrirano na kovinah nastajajo kisline trajnostno oksidni film. Ta pojav se imenuje pasivizacija. Torej, v koncentriranem žveplova kislina kovine, kot so Be, Bi, Co, Fe, Mg in Nb, so pasivirane (in potem ne reagirajo s kislino), v koncentrirani dušikovi kislini pa - kovine A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th in U.

Pri interakciji z oksidanti v kislih raztopinah se večina kovin pretvori 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 prenese v raztopino s klorovodikovo in razredčeno žveplovo kislino, vendar Cu, Ag in Hg - samo z žveplovo (koncentrirano) in dušikovo kislino ter Pt in Au - z "regia vodko".

Korozija kovin

Nezaželena kemična lastnost kovin je njihova korozija, to je aktivno uničenje (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 katere nastane rja, izdelki pa se drobijo v prah.

Do korozije kovin pride tudi v vodi 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).

Območje stika med dvema različnima kovinama je lahko še posebej jedko ( kontaktna korozija). Galvanski par nastane med eno kovino, na primer Fe, in drugo kovino, na primer Sn ali Cu, postavljeno v vodo. Tok elektronov poteka od bolj aktivne kovine, ki je levo v napetostnem nizu (Re), do manj aktivne kovine (Sn, Cu), bolj aktivna kovina pa se uniči (korodira).

Zaradi tega kositrana površina pločevink (železo, prevlečeno s kositrom) ob skladiščenju v vlažnem okolju in neprevidnem ravnanju rjavi (železo se hitro sesede že po majhni praski in tako pride v stik 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; Tako prevleka železa s kromom ali izdelava zlitine železa in kroma odpravi korozijo železa. Kromirano železo in jeklo, ki vsebuje krom ( nerjaveče jeklo), imajo visoko odpornost proti koroziji.

INTERAKCIJA KOVIN Z NEKOVINAMI

Nekovine imajo v reakcijah s kovinami oksidativne lastnosti, od njih sprejemajo elektrone in se reducirajo.

Interakcija s halogeni

Halogeni (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) so močni oksidanti, zato vse kovine reagirajo z njimi v normalnih pogojih:

2 jaz + n Hal 2 → 2 MeHal št

Produkt te reakcije je sol - kovinski halid ( MeF n -fluorid, MeCl n -klorid, MeBr n -bromid, MeI n -jodid). Pri interakciji s kovino se halogen reducira na najnižjo stopnjo oksidacije (-1) innenako oksidacijskemu stanju kovine.

Hitrost reakcije je odvisna od kemijske aktivnosti kovine in halogena. Oksidativna aktivnost halogenov se zmanjšuje v skupini od zgoraj navzdol (od F do I).

Interakcija s kisikom

Skoraj vse kovine oksidirajo s kisikom (razen Ag, Au, Pt ), in nastanejo oksidi Jaz 2 O n .

Aktivne kovine V normalnih pogojih zlahka komunicirajo s kisikom v zraku.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (z bliskavico)

Kovine z vmesno aktivnostjo reagira tudi s kisikom pri običajnih temperaturah. Toda hitrost takšne reakcije je bistveno nižja kot pri sodelovanju aktivnih kovin.

Nizko aktivne kovine pri segrevanju oksidira s kisikom (zgorevanje v kisiku).

Oksidi Kovine lahko glede na njihove kemijske lastnosti razdelimo v tri skupine:

1. Bazični oksidi ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O itd.) tvorijo kovine v nizkih oksidacijskih stopnjah (+1, +2, običajno pod +4). Bazični oksidi reagirajo s kislimi oksidi in kislinami, da tvorijo soli:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Kislinski oksidi ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 itd.) tvorijo kovine v visokih oksidacijskih stopnjah (običajno nad +4). Kislinski oksidi reagirajo z bazičnimi oksidi in bazami, da tvorijo soli:

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Amfoterni oksidi ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 itd.) imajo dvojno naravo in lahko medsebojno delujejo s kislinami in bazami:

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3

Interakcija z žveplom

Vse kovine reagirajo z žveplom (razen Au ), ki tvorijo soli - sulfide Jaz 2 S n . V tem primeru se žveplo zmanjša na oksidacijsko stanje "-2". Platina ( Pt ) sodeluje z žveplom le v fino zdrobljenem stanju. Alkalijske kovine, pa tudi Ca in Mg pri segrevanju eksplozivno reagirajo z žveplom. Zn, Al (v prahu) in Mg v reakciji z žveplom dajo blisk. Od leve proti desni v vrsti aktivnosti se stopnja interakcije kovin z žveplom zmanjšuje.

Interakcija z vodikom

Nekatere aktivne kovine tvorijo spojine z vodikovimi hidridi:

2 Na + H 2 → 2 NaH

V teh spojinah je vodik v redkem oksidacijskem stanju »-1«.

E.A. Nudnova, M.V. Andryukhova

Predavanje 11. Kemijske lastnosti kovin.

Interakcija kovin s preprostimi oksidanti. Razmerje med kovinami in vodo, vodnimi raztopinami kislin, alkalij in soli. Vloga oksidnega filma in produktov oksidacije. Interakcija kovin z dušikovo in koncentrirano žveplovo kislino.

Kovine vključujejo vse s-, d-, f-elemente, pa tudi p-elemente, ki se nahajajo v spodnjem delu periodni sistem od diagonale, ki poteka od bora do astatina. V preprostih snoveh teh elementov se realizira kovinska vez. Kovinski atomi imajo malo elektronov v zunanji elektronski lupini, v količini 1, 2 ali 3. Kovine kažejo elektropozitivne lastnosti in imajo nizko elektronegativnost, manj kot dva.

Kovine so inherentne značilne lastnosti. To so trdne snovi, težje od vode, s kovinskim leskom. Kovine imajo visoko toplotno in električno prevodnost. Zanje je značilno oddajanje elektronov pod vplivom različnih zunanji vplivi: obsevanje s svetlobo, med segrevanjem, med rupturo (eksoelektronska emisija).

Glavna značilnost kovin je njihova sposobnost oddajanja elektronov atomom in ionom drugih snovi. Kovine so v veliki večini primerov reducenti. In to je njihova značilna kemična lastnost. Razmislimo o razmerju med kovinami in tipičnimi oksidanti, ki vključujejo preproste snovi - nekovine, vodo, kisline. Tabela 1 vsebuje informacije o razmerju med kovinami in enostavnimi oksidanti.

Tabela 1

Razmerje med kovinami in enostavnimi oksidanti

Vse kovine reagirajo s fluorom. Izjema so aluminij, železo, nikelj, baker, cink v odsotnosti vlage. Ti elementi reagirajo s fluorom v začetni trenutek tvorijo fluoridne filme, ki ščitijo kovine pred nadaljnjo reakcijo.

Pod enakimi pogoji in razlogi se železo pasivizira v reakciji s klorom. V odnosu do kisika ne tvorijo vse, ampak le nekatere kovine gosto zaščitno folijo oksidov. Pri prehodu s fluora na dušik (tabela 1) se oksidativna aktivnost zmanjša in s tem vse večje število kovine niso oksidirane. Na primer, samo litij in zemeljskoalkalijske kovine reagirajo z dušikom.

Razmerje med kovinami in vodo ter vodnimi raztopinami oksidantov.

V vodnih raztopinah je redukcijska aktivnost kovine označena z vrednostjo njenega standardnega redoks potenciala. Iz celotne serije standardnih redoks potencialov ločimo vrsto kovinskih napetosti, ki je navedena v tabeli 2.

tabela 2

Razpon napetostnih kovin

Ta serija napetosti prikazuje tudi vrednosti elektrodnih potencialov vodikove elektrode v kislem (pH=0), nevtralnem (pH=7), alkalnem (pH=14) okolju. Položaj določene kovine v nizu napetosti označuje njeno sposobnost, da je podvržena redoks interakcijam v vodnih raztopinah pod standardnimi pogoji. Kovinski ioni so oksidanti, kovine pa reducenti. Bolj kot je kovina v napetostnem nizu, močnejši so njeni ioni kot oksidant v vodni raztopini. Bližje ko je kovina začetku niza, močnejši je reducent.

Kovine se lahko izpodrivajo iz solnih raztopin. Smer reakcije je določena z njunim relativnim položajem v nizu napetosti. Upoštevati je treba, da aktivne kovine izpodrivajo vodik ne samo iz vode, ampak tudi iz katere koli vodne raztopine. Zato se medsebojno premikanje kovin iz raztopin njihovih soli pojavi le pri kovinah, ki se nahajajo v nizu napetosti za magnezijem.

Vse kovine so razdeljene v tri pogojne skupine, kot je razvidno iz naslednje tabele.

Tabela 3

Konvencionalna delitev kovin

Interakcija z vodo. Oksidacijsko sredstvo v vodi je vodikov ion. Zato lahko z vodo oksidiramo le tiste kovine, katerih standardni elektrodni potencial je manjši od potenciala vodikovih ionov v vodi. Odvisen je od pH okolja in je enak

φ = -0,059рН.

V nevtralnem okolju (pH=7) φ = -0,41 V. Narava interakcije kovin z vodo je predstavljena v tabeli 4.

Kovine z začetka serije, ki imajo potencial bistveno negativnejši od -0,41 V, izpodrivajo vodik iz vode. Toda magnezij že izpodriva vodik samo iz topla voda. Običajno kovine, ki se nahajajo med magnezijem in svincem, ne izpodrivajo vodika iz vode. Na površini teh kovin se tvorijo oksidni filmi, ki imajo zaščitni učinek.

Tabela 4

Interakcija kovin z vodo v nevtralnem okolju

Interakcija kovin s klorovodikovo kislino.

Oksidacijsko sredstvo v klorovodikova kislina je vodikov ion. Standardni elektrodni potencial vodikovega iona enako nič. Zato morajo vse aktivne in srednje aktivne kovine reagirati s kislino. Pasivacija se pojavi samo pri svincu.

Tabela 5

Interakcija kovin s klorovodikovo kislino

Baker lahko raztopimo v zelo koncentrirani klorovodikovi kislini, kljub temu, da je nizko aktivna kovina.

Interakcija kovin z žveplovo kislino poteka različno in je odvisna od njene koncentracije.

Interakcija kovin z razredčeno žveplovo kislino. Interakcija z razredčeno žveplovo kislino poteka na enak način kot s klorovodikovo kislino.

Tabela 6

Reakcija kovin z razredčeno žveplovo kislino

Razredčena žveplova kislina oksidira s svojim vodikovim ionom. Interagira s tistimi kovinami, katerih elektrodni potencial je nižji od potenciala vodika. Svinec se ne topi v žveplovi kislini pri koncentraciji pod 80%, saj je sol PbSO 4, ki nastane pri interakciji svinca z žveplovo kislino, netopna in ustvarja zaščitno folijo na kovinski površini.

Interakcija kovin s koncentrirano žveplovo kislino.

V koncentrirani žveplovi kislini deluje žveplo v oksidacijskem stanju +6 kot oksidant. Je del sulfatnega iona SO 4 2-. Zato koncentrirana kislina oksidira vse kovine, katerih standardni elektrodni potencial je manjši od potenciala oksidanta. Najvišja vrednost elektrodni potencial pri elektrodnih procesih, ki vključujejo sulfatni ion kot oksidant, je 0,36 V. Zaradi tega nekatere nizko aktivne kovine reagirajo tudi s koncentrirano žveplovo kislino.

Pri kovinah srednje aktivnosti (Al, Fe) pride do pasivizacije zaradi tvorbe gostih oksidnih filmov. Kositer oksidira v štirivalentno stanje, da nastane kositrov (IV) sulfat:

Sn + 4 H 2 SO 4 (konc.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tabela 7

Reakcija kovin s koncentrirano žveplovo kislino

Svinec se oksidira v dvovalentno stanje, da nastane topen svinčev hidrogen sulfat. Živo srebro se raztopi v vroči koncentrirani žveplovi kislini in tvori živosrebrove (I) in živosrebrove (II) sulfate. Tudi srebro se raztopi v vreli koncentrirani žveplovi kislini.

Upoštevati je treba, da bolj ko je kovina aktivna, globlja je stopnja redukcije žveplove kisline. Z aktivnimi kovinami se kislina reducira predvsem v vodikov sulfid, čeprav so prisotni tudi drugi produkti. Na primer

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

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ +4H 2 O;

4Zn +5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 = 4ZnSO 4 +H 2 S +4H 2 O.

Interakcija kovin z razredčeno dušikovo kislino.

V dušikovi kislini dušik deluje kot oksidant v oksidacijskem stanju +5. Največja vrednost elektrodnega potenciala za nitratni ion razredčene kisline kot oksidanta je 0,96 V. Zaradi te velike vrednosti je dušikova kislina močnejši oksidant kot žveplova kislina. To se vidi iz tega, da dušikova kislina srebro oksidira. Čim bolj je aktivna kovina in čim bolj je kislina razredčena, tem globlje se kislina reducira.

Tabela 8

Reakcija kovin z razredčeno dušikovo kislino

Interakcija kovin s koncentrirano dušikovo kislino.

Koncentrirana dušikova kislina se običajno reducira v dušikov dioksid. Interakcija koncentrirane dušikove kisline s kovinami je predstavljena v tabeli 9.

Pri uporabi kisline v pomanjkanju in brez mešanja jo aktivne kovine reducirajo v dušik, kovine srednje aktivnosti pa v ogljikov monoksid.

Tabela 9

Reakcija koncentrirane dušikove kisline s kovinami

Interakcija kovin z raztopinami alkalij.

Kovin ni mogoče oksidirati z alkalijami. To je posledica dejstva, da so alkalijske kovine močni reducenti. Zato so njihovi ioni najšibkejši oksidanti in v vodnih raztopinah ne kažejo oksidativnih lastnosti. Vendar pa se v prisotnosti alkalij oksidacijski učinek vode kaže v večji meri kot v njihovi odsotnosti. Zaradi tega v alkalnih raztopinah kovine oksidirajo z vodo v hidrokside in vodik. Če sta oksid in hidroksid amfoterni spojini, se bosta raztopila v alkalni raztopini. Posledično pasivno čisto vodo kovine močno reagirajo z alkalnimi raztopinami.

Tabela 10

Interakcija kovin z raztopinami alkalij

Postopek raztapljanja je predstavljen v dveh stopnjah: oksidacija kovine z vodo in raztapljanje hidroksida:

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

Kovine so aktivni reducenti z pozitivna stopnja oksidacijo. Kovine se zaradi svojih kemičnih lastnosti pogosto uporabljajo v industriji, metalurgiji, medicini in gradbeništvu.

Kovinska dejavnost

V reakcijah kovinski atomi oddajo valenčne elektrone in oksidirajo. Več energijskih ravni in manj elektronov ima atom kovine, lažje odda elektrone in se podvrže reakcijam. Zato se kovinske lastnosti povečujejo od zgoraj navzdol in od desne proti levi v periodnem sistemu.

riž. 1. Spremembe kovinskih lastnosti v periodnem sistemu.

Delovanje enostavnih snovi je prikazano v elektrokemičnem napetostnem nizu kovin. Levo od vodika so aktivne kovine (aktivnost narašča proti levi), desno pa neaktivne kovine.

Največjo aktivnost izkazujejo alkalijske kovine I. skupine periodni sistem in stoji levo od vodika v nizu elektrokemičnih napetosti. S številnimi snovmi reagirajo že pri sobni temperaturi. Sledijo zemeljskoalkalijske kovine, ki jih uvrščamo v skupino II. Pri segrevanju reagirajo z večino snovi. Kovine v elektrokemičnem nizu od aluminija do vodika (srednja aktivnost) zahtevajo dodatne pogoje za vstop v reakcije.

riž. 2. Elektrokemični nizi napetosti kovin.

Nekatere kovine kažejo amfoterične lastnosti ali dvojnost. Kovine, njihovi oksidi in hidroksidi reagirajo s kislinami in bazami. Večina kovin reagira samo z določenimi kislinami, pri čemer izpodrine vodik in tvori sol. Najbolj izrazite dvojne lastnosti izkazujejo:

• aluminij;
• svinec;
• cink;
• železo;
• baker;
• berilij;
• krom.

Vsaka kovina je sposobna iz soli izpodriniti drugo kovino, ki stoji desno od nje v elektrokemijski seriji. Kovine levo od vodika ga izpodrinejo iz razredčenih kislin.

Lastnosti

Značilnosti interakcije kovin z različnimi snovmi so predstavljene v tabeli kemijskih lastnosti kovin.

Kovine medsebojno delujejo in tvorijo intermetalne spojine - 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Aplikacija

So pogosti Kemijske lastnosti kovine se uporabljajo za ustvarjanje zlitin, detergenti, se uporabljajo v katalitičnih reakcijah. Kovine so prisotne v baterijah, elektroniki in podpornih strukturah.

Glavna področja uporabe so navedena v tabeli.

riž. 3. Bizmut.

Kaj smo se naučili?

Pri pouku kemije v 9. razredu smo spoznali osnovne kemijske lastnosti kovin. Sposobnost interakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi določa aktivnost kovin. Bolj kot je kovina aktivna, lažje reagira v normalnih pogojih. Aktivne kovine reagirajo s halogeni, nekovinami, vodo, kislinami in solmi. Amfoterne kovine reagirajo z alkalijami. Nizko aktivne kovine ne reagirajo z vodo, halogeni in večino nekovin. Na kratko smo pregledali področja uporabe. Kovine se uporabljajo v medicini, industriji, metalurgiji in elektroniki.

Test na temo

Ocena poročila

Povprečna ocena: 4.4. Skupaj prejetih ocen: 70.

1. Kovine reagirajo z nekovinami.

2 jaz + n Hal 2 → 2 MeHal št

4Li + O2 = 2Li2O

Alkalijske kovine, razen litija, tvorijo perokside:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Kovine pred vodikom reagirajo s kislinami (razen dušikove in žveplove kisline), da sprostijo vodik

Me + HCl → sol + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktivne kovine reagirajo z vodo, da tvorijo alkalije in sproščajo vodik.

2Me+ 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H 2

Produkt oksidacije kovine je njen hidroksid – Me(OH) n (kjer je n oksidacijsko stanje kovine).

Na primer:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Srednje aktivne kovine pri segrevanju reagirajo z vodo in tvorijo kovinski oksid in vodik.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Produkt oksidacije v takih reakcijah je kovinski oksid Me 2 O n (kjer je n oksidacijsko stanje kovine).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2

5. Kovine po vodiku ne reagirajo z vodo in kislinskimi raztopinami (razen koncentracije dušika in žvepla)

6. Bolj aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne iz raztopin njihovih soli.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Aktivne kovine - cink in železo - so zamenjale baker v sulfatu in tvorile soli. Cink in železo sta oksidirala, baker pa reduciral.

7. Halogeni reagirajo z vodo in raztopino alkalij.

Fluor za razliko od drugih halogenov oksidira vodo:

2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .

na mrazu: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O nastaneta klorid in hipoklorit

pri segrevanju: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O nastaneta lorid in klorat

8 Aktivni halogeni (razen fluora) izpodrivajo manj aktivne halogene iz raztopin njihovih soli.

9. Halogeni ne reagirajo s kisikom.

10. Amfoterne kovine (Al, Be, Zn) reagirajo z raztopinami alkalij in kislin.

3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O

11. Magnezij reagira z ogljikov dioksid in silicijev oksid.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Alkalijske kovine (razen litija) tvorijo perokside s kisikom.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Razvrstitev anorganskih spojin

Preproste snovi – snovi, katerih molekule so sestavljene iz atomov iste vrste (atomi istega elementa). Pri kemijskih reakcijah se ne morejo razgraditi v druge snovi.

Kompleksne snovi (ali kemične spojine) so snovi, katerih molekule so sestavljene iz atomov različnih vrst (atomov različnih kemičnih elementov). V kemijskih reakcijah se razgradijo in tvorijo več drugih snovi.

Preproste snovi delimo v dve veliki skupini: kovine in nekovine.

Kovine – skupina elementov z značilnimi kovinskimi lastnostmi: trdne snovi (z izjemo živega srebra) imajo kovinski lesk, so dobri prevodniki toplote in elektrike, temprane (železo (Fe), baker (Cu), aluminij (Al), živo srebro ( Hg), zlato (Au), srebro (Ag) itd.).

nekovine – skupina elementov: trdne, tekoče (brom) in plinaste snovi, ki nimajo kovinskega leska, so izolatorji in so krhki.

A kompleksne snovi razdeljeni v štiri skupine ali razrede: oksidi, baze, kisline in soli.

Oksidi - to so kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo atome kisika in nekatere druge snovi.

Razlogi - to so kompleksne snovi, v katerih so kovinski atomi povezani z eno ali več hidroksilnimi skupinami.

Z vidika teorije elektrolitske disociacije so baze kompleksne snovi, pri katerih pri disociaciji v vodni raztopini nastanejo kovinski kationi (ali NH4+) in hidroksidni anioni OH-.

kisline - to so kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo vodikove atome, ki jih je mogoče nadomestiti ali zamenjati za kovinske atome.

Soli - to so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislih ostankov. Sol je produkt delne ali popolne zamenjave vodikovih atomov kisline s kovino.