Propiedades químicas características de los metales. Metales activos

Los metales que reaccionan fácilmente se llaman metales activos. Estos incluyen metales alcalinos, alcalinotérreos y aluminio.

Posición en la tabla periódica

Las propiedades metálicas de los elementos disminuyen de izquierda a derecha en la tabla periódica. Por tanto, los elementos de los grupos I y II se consideran los más activos.

Arroz. 1. Metales activos en la tabla periódica.

Todos los metales son agentes reductores y se separan fácilmente de los electrones en el nivel de energía exterior. Los metales activos tienen sólo uno o dos electrones de valencia. En este caso, las propiedades metálicas aumentan de arriba a abajo al aumentar el número de niveles de energía, porque Cuanto más lejos esté un electrón del núcleo de un átomo, más fácil le resultará separarse.

Los metales alcalinos se consideran los más activos:

litio;
sodio;
potasio;
rubidio;
cesio;
Francés

Los metales alcalinotérreos incluyen:

berilio;
magnesio;
calcio;
estroncio;
bario;
radio.

El grado de actividad de un metal puede determinarse mediante la serie electroquímica de voltajes del metal. Cuanto más a la izquierda del hidrógeno se encuentre un elemento, más activo será. Los metales a la derecha del hidrógeno son inactivos y sólo pueden reaccionar con ácidos concentrados.

Arroz. 2. Serie electroquímica de voltajes de metales.

La lista de metales activos en química también incluye el aluminio, situado en el grupo III y a la izquierda del hidrógeno. Sin embargo, el aluminio se encuentra en el límite de los metales activos e intermedios y no reacciona con algunas sustancias en condiciones normales.

Propiedades

Los metales activos son blandos (se pueden cortar con un cuchillo), ligeros y tienen un punto de fusión bajo.

Principal Propiedades químicas Los metales se presentan en la tabla.

Reacción	La ecuacion	Excepción
Los metales alcalinos se encienden espontáneamente en el aire al interactuar con el oxígeno.	K + O 2 → KO 2	El litio reacciona con el oxígeno solo a altas temperaturas.
Los metales alcalinotérreos y el aluminio forman películas de óxido en el aire y se encienden espontáneamente cuando se calientan.	2Ca + O 2 → 2CaO
Reaccionan con sustancias simples para formar sales.	Ca + Br2 → CaBr2; - 2Al + 3S → Al2S3	El aluminio no reacciona con el hidrógeno.
Reacciona violentamente con el agua, formando álcalis e hidrógeno.	- Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2	La reacción con el litio es lenta. El aluminio reacciona con el agua sólo después de eliminar la película de óxido.
Reaccionan con ácidos para formar sales.	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Interactuar con soluciones salinas, primero reaccionando con agua y luego con sal.	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Los metales activos reaccionan fácilmente, por lo que en la naturaleza se encuentran solo en mezclas: minerales, rocas.

Arroz. 3. Minerales y metales puros.

¿Qué hemos aprendido?

Los metales activos incluyen elementos de los grupos I y II: metales alcalinos y alcalinotérreos, así como aluminio. Su actividad está determinada por la estructura del átomo: algunos electrones se separan fácilmente del nivel de energía externo. Se trata de metales ligeros y blandos que reaccionan rápidamente con sustancias simples y complejas, formando óxidos, hidróxidos y sales. El aluminio está más cerca del hidrógeno y su reacción con sustancias requiere condiciones adicionales: altas temperaturas, destrucción de la película de óxido.

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Por metales se entiende un grupo de elementos que se presentan en forma de sustancias más simples. Tienen propiedades características, a saber, alta conductividad eléctrica y térmica, coeficiente de resistencia a la temperatura positivo, alta ductilidad y brillo metálico.

Tenga en cuenta que de los 118 elementos químicos que se han descubierto hasta ahora, los siguientes deben clasificarse como metales:

entre el grupo de los metales alcalinotérreos existen 6 elementos;
entre los metales alcalinos existen 6 elementos;
entre los metales de transición 38;
en el grupo de los metales ligeros 11;
Hay 7 elementos entre los semimetales,
14 entre lantánidos y lantano,
14 en el grupo de los actínidos y las anémonas de mar,
El berilio y el magnesio están fuera de la definición.

En base a esto, 96 elementos se clasifican como metales. Echemos un vistazo más de cerca a con qué reaccionan los metales. Dado que la mayoría de los metales tienen una pequeña cantidad de electrones de 1 a 3 en el nivel electrónico externo, en la mayoría de sus reacciones pueden actuar como agentes reductores (es decir, ceden sus electrones a otros elementos).

Reacciones con los elementos más simples.

Excepto el oro y el platino, absolutamente todos los metales reaccionan con el oxígeno. Tenga en cuenta también que la reacción ocurre con la plata a altas temperaturas, pero el óxido de plata (II) no se forma a temperaturas normales. Dependiendo de las propiedades del metal, se forman óxidos, superóxidos y peróxidos como resultado de la reacción con el oxígeno.

Aquí hay ejemplos de cada educación química:

óxido de litio – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
superóxido de potasio – K+O 2 =KO 2;
peróxido de sodio – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Para obtener óxido a partir de peróxido es necesario reducirlo con el mismo metal. Por ejemplo, Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O. Con metales de baja y media actividad, se producirá una reacción similar solo cuando se calienta, por ejemplo: 3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

Los metales pueden reaccionar con el nitrógeno solo con metales activos, pero cuando temperatura ambiente solo el litio puede interactuar, formando nitruros: 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N, sin embargo, cuando se calienta, se produce una reacción química de este tipo 2Al + N 2 \u003d 2AlN, 3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2.
Absolutamente todos los metales reaccionan con el azufre, así como con el oxígeno, a excepción del oro y el platino. Tenga en cuenta que el hierro sólo puede interactuar cuando se calienta con azufre, formando un sulfuro: Fe+S=FeS
Sólo los metales activos pueden reaccionar con el hidrógeno. Estos incluyen metales de los grupos IA y IIA, excepto berilio. Estas reacciones sólo pueden llevarse a cabo cuando se calientan, formando hidruros.
Dado que el estado de oxidación del hidrógeno se considera ?1, entonces los metales en este caso actúan como agentes reductores: 2Na + H 2 = 2NaH.
Los metales más activos también reaccionan con el carbono. Como resultado de esta reacción se forman acetilenuros o metanuros.

Consideremos qué metales reaccionan con el agua y qué producen como resultado de esta reacción. Los acetilenos, al reaccionar con el agua, darán acetileno y se obtendrá metano como resultado de la reacción del agua con metanuros. A continuación se muestran ejemplos de estas reacciones:

Acetileno – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
Metano - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2.

Reacción de ácidos con metales.

Los metales también pueden reaccionar de manera diferente con los ácidos. Sólo aquellos metales que se encuentran en la serie de actividad electroquímica de los metales hasta el hidrógeno reaccionan con todos los ácidos.

Pongamos un ejemplo de una reacción de sustitución que muestra con qué reaccionan los metales. De otra forma, esta reacción se llama redox: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Algunos ácidos también pueden interactuar con metales que vienen después del hidrógeno: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Tenga en cuenta que dicho ácido diluido puede reaccionar con un metal según el esquema clásico que se muestra: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.

Debido a la presencia de electrones libres (“gas de electrones”) en la red cristalina, todos los metales presentan las siguientes propiedades generales características:

1) El plastico– la capacidad de cambiar fácilmente de forma, estirarse hasta formar alambre y enrollarse en láminas finas.

2) Brillo metalico y opacidad. Esto se debe a la interacción de los electrones libres con la luz que incide sobre el metal.

3) Conductividad eléctrica. Se explica por el movimiento direccional de electrones libres desde el polo negativo al positivo bajo la influencia de una pequeña diferencia de potencial. Cuando se calienta, la conductividad eléctrica disminuye, porque A medida que aumenta la temperatura, se intensifican las vibraciones de los átomos y los iones en los nodos de la red cristalina, lo que complica el movimiento direccional del "gas de electrones".

4) Conductividad térmica. Es causada por la alta movilidad de los electrones libres, por lo que la temperatura se iguala rápidamente con la masa del metal. La conductividad térmica más alta se encuentra en el bismuto y el mercurio.

5) Dureza. El más duro es el cromo (corta vidrio); Los metales alcalinos más blandos (potasio, sodio, rubidio y cesio) se cortan con un cuchillo.

6) Densidad. Cuanto menor es la masa atómica del metal y cuanto mayor es el radio del átomo, más pequeño es. El más ligero es el litio (ρ=0,53 g/cm3); el más pesado es el osmio (ρ=22,6 g/cm3). Los metales con una densidad inferior a 5 g/cm3 se consideran “metales ligeros”.

7) Puntos de fusión y ebullición. El metal más fusible es el mercurio (pf = -39°C), el metal más refractario es el tungsteno (pf = 3390°C). Metales con temperatura de fusión. por encima de 1000°C se consideran refractarios, por debajo – de bajo punto de fusión.

Propiedades químicas generales de los metales.

Agentes reductores fuertes: Me 0 – nē → Me n +

Varios voltajes caracterizan la actividad comparativa de los metales en reacciones redox en soluciones acuosas.

1. Reacciones de metales con no metales.

1) Con oxígeno:
2Mg + O2 → 2MgO

2) Con azufre:
Hg + S → HgS

3) Con halógenos:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

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

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

6) Con hidrógeno (solo reaccionan los metales alcalinos y alcalinotérreos):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

2. Reacciones de metales con ácidos.

1) Los metales en la serie de voltaje electroquímico hasta H reducen los ácidos no oxidantes a hidrógeno:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Con ácidos oxidantes:

Cuando el ácido nítrico de cualquier concentración y el ácido sulfúrico concentrado interactúan con metales. ¡El hidrógeno nunca se libera!

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. Interacción de metales con agua.

1) Los activos (metales alcalinos y alcalinotérreos) forman una base soluble (álcali) e hidrógeno:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Los metales de actividad media se oxidan con agua cuando se calientan hasta obtener un óxido:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inactivo (Au, Ag, Pt): no reacciona.

4. Desplazamiento de metales menos activos por metales más activos a partir de soluciones de sus sales:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

En la industria, a menudo no se utilizan metales puros, sino mezclas de ellos. aleaciones, en el que las propiedades beneficiosas de un metal se complementan con las propiedades beneficiosas de otro. Así, el cobre tiene una dureza baja y no es adecuado para la fabricación de piezas de máquinas, mientras que las aleaciones de cobre y zinc ( latón) ya son bastante duros y se utilizan ampliamente en la ingeniería mecánica. El aluminio tiene una alta ductilidad y suficiente ligereza (baja densidad), pero es demasiado blando. Sobre esta base, se prepara una aleación con magnesio, cobre y manganeso: duraluminio (duraluminio), que, sin perder propiedades útiles aluminio, adquiere una gran dureza y se vuelve adecuado para la construcción de aviones. Son ampliamente conocidas las aleaciones de hierro con carbono (y aditivos de otros metales). hierro fundido Y acero.

Los metales libres son restauradores. Sin embargo, algunos metales tienen baja reactividad debido a que están recubiertos. película de óxido superficial, en diversos grados, resistente a reactivos químicos como agua, soluciones de ácidos y álcalis.

Por ejemplo, el plomo siempre está cubierto con una película de óxido; su transición a solución requiere no solo la exposición a un reactivo (por ejemplo, ácido nítrico diluido), sino también calentamiento. La película de óxido del aluminio impide su reacción con el agua, pero es destruida por ácidos y álcalis. Película de óxido suelta (óxido), formado en la superficie del hierro en aire húmedo, no interfiere con una mayor oxidación del hierro.

Bajo la influencia concentrado Se forman ácidos en los metales. sostenible película de óxido. Este fenómeno se llama pasivación. Entonces, en concentrado ácido sulfúrico metales como Be, Bi, Co, Fe, Mg y Nb se pasivan (y luego no reaccionan con el ácido) y en ácido nítrico concentrado: metales A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb. , Th y U.

Al interactuar con agentes oxidantes en soluciones ácidas, la mayoría de los metales se transforman en cationes, cuya carga está determinada por el estado de oxidación estable. de este elemento en compuestos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ y Fe 3+)

La actividad reductora de los metales en una solución ácida se transmite mediante una serie de tensiones. La mayoría de los metales se disuelven con ácido clorhídrico y sulfúrico diluido, pero Cu, Ag y Hg, solo con ácido sulfúrico (concentrado) y ácidos nítricos, y Pt y Ai - "vodka real".

Corrosión de metales

Una propiedad química indeseable de los metales es su corrosión, es decir, destrucción activa (oxidación) al entrar en contacto con el agua y bajo la influencia del oxígeno disuelto en ella. (corrosión por oxígeno). Por ejemplo, es ampliamente conocida la corrosión de los productos de hierro en agua, como resultado de lo cual se forma óxido y los productos se desmoronan hasta convertirse en polvo.

La corrosión de los metales también se produce en el agua debido a la presencia de gases disueltos CO 2 y SO 2; Se crea un ambiente ácido y los cationes H + son desplazados por metales activos en forma de hidrógeno H 2 ( corrosión por hidrógeno).

La zona de contacto entre dos metales diferentes puede resultar especialmente corrosiva ( corrosión por contacto). Se produce un par galvánico entre un metal, por ejemplo Fe, y otro metal, por ejemplo Sn o Cu, colocado en agua. El flujo de electrones va del metal más activo, que está a la izquierda en la serie de voltaje (Re), al metal menos activo (Sn, Cu), y el metal más activo se destruye (corroe).

Es por esto que la superficie estañada de las latas (hierro recubierto de estaño) se oxida cuando se almacenan en una atmósfera húmeda y se manipulan descuidadamente (el hierro se colapsa rápidamente incluso después de que aparece un pequeño rasguño, lo que permite que el hierro entre en contacto con la humedad). Por el contrario, la superficie galvanizada de un balde de hierro no se oxida durante mucho tiempo, ya que aunque haya rayones, no es el hierro el que se corroe, sino el zinc (un metal más activo que el hierro).

La resistencia a la corrosión de un metal determinado aumenta cuando se recubre con un metal más activo o cuando se fusionan; Por lo tanto, recubrir el hierro con cromo o hacer una aleación de hierro y cromo elimina la corrosión del hierro. Hierro y acero cromados que contienen cromo ( acero inoxidable), tienen una alta resistencia a la corrosión.

Si en la tabla periódica de elementos de D.I. Mendeleev dibujamos una diagonal de berilio a astato, entonces en la parte inferior izquierda a lo largo de la diagonal habrá elementos metálicos (también incluyen elementos de subgrupos secundarios, resaltados en azul), y en la parte superior derecha: elementos no metálicos (resaltados en amarillo). Los elementos ubicados cerca de la diagonal: semimetales o metaloides (B, Si, Ge, Sb, etc.) tienen un carácter dual (resaltado en rosa).

Como puede verse en la figura, la gran mayoría de elementos son metales.

Por su naturaleza química, los metales son elementos químicos cuyos átomos ceden electrones procedentes de niveles energéticos externos o preexternos, formando iones cargados positivamente.

Casi todos los metales tienen radios relativamente grandes y una pequeña cantidad de electrones (de 1 a 3) en el nivel de energía exterior. Los metales se caracterizan por tener valores bajos de electronegatividad y propiedades reductoras.

Los metales más típicos se encuentran al principio de los períodos (a partir del segundo), luego de izquierda a derecha las propiedades metálicas se debilitan. En el grupo de arriba a abajo, las propiedades metálicas aumentan a medida que aumenta el radio de los átomos (debido a un aumento en el número de niveles de energía). Esto conduce a una disminución de la electronegatividad (la capacidad de atraer electrones) de los elementos y a un aumento de las propiedades reductoras (la capacidad de donar electrones a otros átomos en reacciones químicas).

Típico los metales son elementos s (elementos del grupo IA de Li a Fr. elementos del grupo PA de Mg a Ra). La fórmula electrónica general de sus átomos es ns 1-2. Se caracterizan por tener estados de oxidación +I y +II, respectivamente.

La pequeña cantidad de electrones (1-2) en el nivel de energía externo de los átomos metálicos típicos significa que estos electrones se pierden fácilmente y exhiben fuertes propiedades reductoras, como lo reflejan los bajos valores de electronegatividad. Esto implica propiedades químicas limitadas y métodos de obtención de metales típicos.

Un rasgo característico de los metales típicos es la tendencia de sus átomos a formar cationes y enlaces químicos iónicos con átomos no metálicos. Los compuestos típicos de metales con no metales son cristales iónicos de “metalanión de no metal”, por ejemplo K + Br -, Ca 2+ O 2-. Los cationes de metales típicos también se incluyen en compuestos con aniones complejos: hidróxidos y sales, por ejemplo Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

Los metales del grupo A que forman la diagonal anfótera en la tabla periódica Be-Al-Ge-Sb-Po, así como los metales adyacentes a ellos (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) no presentan características metálicas típicas. propiedades. Fórmula electrónica general de sus átomos. ns 2 notario público. 0-4 Implica una mayor variedad de estados de oxidación, una mayor capacidad para retener los propios electrones, una disminución gradual de su capacidad reductora y la aparición de capacidad oxidante, especialmente en estados de oxidación elevados (ejemplos típicos son los compuestos Tl III, Pb IV, Bi v) . Un comportamiento químico similar es característico de la mayoría de los (elementos d, es decir, elementos de los grupos B de la tabla periódica (los ejemplos típicos son los elementos anfóteros Cr y Zn).

Esta manifestación de propiedades duales (anfóteras), tanto metálicas (básicas) como no metálicas, se debe a la naturaleza del enlace químico. En estado sólido, los compuestos de metales atípicos con no metales contienen predominantemente enlaces covalentes (pero menos fuertes que los enlaces entre no metales). En solución, estos enlaces se rompen fácilmente y los compuestos se disocian en iones (total o parcialmente). Por ejemplo, el metal galio está formado por moléculas de Ga 2; en estado sólido, los cloruros de aluminio y mercurio (II), AlCl 3 y HgCl 2, contienen enlaces fuertemente covalentes, pero en solución, AlCl 3 se disocia casi por completo y HgCl 2 - a en muy pequeña medida (y luego en iones HgCl + y Cl -).

Propiedades físicas generales de los metales.

Debido a la presencia de electrones libres ("gas de electrones") en la red cristalina, todos los metales presentan las siguientes propiedades generales características:

1) El plastico- la capacidad de cambiar fácilmente de forma, estirarse hasta formar alambre y enrollarse en láminas finas.

2) Brillo metalico y opacidad. Esto se debe a la interacción de los electrones libres con la luz que incide sobre el metal.

5) Dureza. El más duro es el cromo (corta vidrio); Los metales alcalinos más blandos (potasio, sodio, rubidio y cesio) se cortan con un cuchillo.

Propiedades químicas generales de los metales.

Agentes reductores fuertes: Me 0 – nē → Me n +

Varios voltajes caracterizan la actividad comparativa de los metales en reacciones redox en soluciones acuosas.

I. Reacciones de metales con no metales.

1) Con oxígeno:
2Mg + O2 → 2MgO

2) Con azufre:
Hg + S → HgS

3) Con halógenos:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

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

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

6) Con hidrógeno (solo reaccionan los metales alcalinos y alcalinotérreos):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reacciones de metales con ácidos.

1) Los metales en la serie de voltaje electroquímico hasta H reducen los ácidos no oxidantes a hidrógeno:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Con ácidos oxidantes:

Cuando el ácido nítrico de cualquier concentración y el ácido sulfúrico concentrado interactúan con metales. ¡El hidrógeno nunca se libera!

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. Interacción de metales con agua.

1) Los activos (metales alcalinos y alcalinotérreos) forman una base soluble (álcali) e hidrógeno:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Los metales de actividad media se oxidan con agua cuando se calientan hasta obtener un óxido:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inactivo (Au, Ag, Pt): no reacciona.

IV. Desplazamiento de metales menos activos por metales más activos a partir de soluciones de sus sales:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

En la industria, a menudo no se utilizan metales puros, sino mezclas de ellos. aleaciones, en el que las propiedades beneficiosas de un metal se complementan con las propiedades beneficiosas de otro. Así, el cobre tiene una dureza baja y no es adecuado para la fabricación de piezas de máquinas, mientras que las aleaciones de cobre y zinc ( latón) ya son bastante duros y se utilizan ampliamente en la ingeniería mecánica. El aluminio tiene una alta ductilidad y suficiente ligereza (baja densidad), pero es demasiado blando. Sobre esta base, se prepara una aleación con magnesio, cobre y manganeso: duraluminio (duraluminio), que, sin perder las propiedades beneficiosas del aluminio, adquiere una gran dureza y se vuelve adecuado para la construcción de aviones. Son ampliamente conocidas las aleaciones de hierro con carbono (y aditivos de otros metales). hierro fundido Y acero.

Al interactuar con agentes oxidantes en soluciones ácidas, la mayoría de los metales se transforman en cationes, cuya carga está determinada por el estado de oxidación estable de un elemento determinado en compuestos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ y Fe 3 +)

Corrosión de metales

Una propiedad química indeseable de los metales es su destrucción activa (oxidación) al entrar en contacto con el agua y bajo la influencia del oxígeno disuelto en ella. (corrosión por oxígeno). Por ejemplo, es ampliamente conocida la corrosión de los productos de hierro en agua, como resultado de lo cual se forma óxido y los productos se desmoronan hasta convertirse en polvo.

electrometalurgia, es decir, obtención de metales mediante electrólisis de masas fundidas (para los metales más activos) o soluciones salinas;

pirometalurgia, es decir, la recuperación de metales a partir de minerales a altas temperaturas (por ejemplo, la producción de hierro en el proceso de alto horno);

hidrometalurgia, es decir, el aislamiento de metales de soluciones de sus sales mediante metales más activos (por ejemplo, la producción de cobre a partir de una solución de CuSO 4 mediante la acción del zinc, hierro o aluminio).

Los metales nativos a veces se encuentran en la naturaleza (los ejemplos típicos son Ag, Au, Pt, Hg), pero más a menudo los metales se encuentran en forma de compuestos ( minerales metálicos). Según la prevalencia en la corteza terrestre, los metales son diferentes: desde los más comunes (Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) hasta los más raros: Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Existen propiedades tecnológicas, físicas, mecánicas y químicas de los metales. Las propiedades físicas incluyen el color y la conductividad eléctrica. Las características de este grupo también incluyen la conductividad térmica, la fusibilidad y la densidad del metal.

Las características mecánicas incluyen plasticidad, elasticidad, dureza, resistencia y viscosidad.

Las propiedades químicas de los metales incluyen resistencia a la corrosión, solubilidad y oxidabilidad.

Características como fluidez, templabilidad, soldabilidad y maleabilidad son tecnológicas.

Propiedades físicas

Color. Los metales no transmiten luz a través de sí mismos, es decir, son opacos. En la luz reflejada, cada elemento tiene su propio tono: color. Entre los metales técnicos, sólo el cobre y sus aleaciones tienen color. El resto de elementos se caracterizan por colores que van del blanco plateado al gris acero.
Fusibilidad. Esta característica indica la capacidad de un elemento para transformarse de un estado sólido a un estado líquido bajo la influencia de la temperatura. La fusibilidad se considera la propiedad más importante de los metales. Durante el proceso de calentamiento, todos los metales pasan de un estado sólido a un estado líquido. Cuando una sustancia fundida se enfría, se produce una transición inversa: del estado líquido al sólido.
Conductividad eléctrica. Esta característica indica la capacidad de los electrones libres para transferir electricidad. La conductividad eléctrica de los cuerpos metálicos es miles de veces mayor que la de los cuerpos no metálicos. A medida que aumenta la temperatura, la conductividad de la electricidad disminuye y, a medida que disminuye la temperatura, aumenta en consecuencia. Cabe destacar que la conductividad eléctrica de las aleaciones siempre será menor que la de cualquier metal que constituya la aleación.
Propiedades magnéticas. Obviamente, los elementos magnéticos (ferromagnéticos) incluyen solo cobalto, níquel, hierro, así como varias de sus aleaciones. Sin embargo, cuando se calientan a cierta temperatura, estas sustancias pierden su magnetismo. Ciertas aleaciones de hierro a temperatura ambiente no son ferromagnéticas.
Conductividad térmica. Esta característica indica la capacidad del calor para transferirse a un cuerpo menos calentado desde un cuerpo más calentado sin movimiento visible de sus partículas constituyentes. Un alto nivel de conductividad térmica permite calentar y enfriar los metales de manera uniforme y rápida. Entre los elementos técnicos, el cobre tiene el indicador más alto.

Los metales ocupan un lugar especial en la química. La presencia de características apropiadas permite el uso de una sustancia particular en un área determinada.

Propiedades químicas de los metales.

Resistencia a la corrosión. La corrosión es la destrucción de una sustancia como resultado de una interacción electroquímica o química con ambiente. El ejemplo más común es la oxidación del hierro. La resistencia a la corrosión es una de las características naturales más importantes de varios metales. En este sentido, sustancias como la plata, el oro y el platino se denominan nobles. El níquel tiene una alta resistencia a la corrosión y otros materiales no ferrosos están sujetos a una destrucción más rápida y severa que los no ferrosos.
Oxidabilidad. Esta característica indica la capacidad del elemento para reaccionar con el O2 bajo la influencia de agentes oxidantes.
Solubilidad. Los metales que tienen solubilidad ilimitada en estado líquido pueden formar soluciones sólidas cuando se solidifican. En estas soluciones, los átomos de un componente se incorporan a otro componente sólo dentro de ciertos límites.

Cabe destacar que las propiedades físicas y químicas de los metales son una de las principales características de estos elementos.