Metālu raksturīgās ķīmiskās īpašības. aktīvie metāli

Metālus, kas viegli reaģē, sauc par aktīvajiem metāliem. Tie ietver sārmu, sārmzemju metālus un alumīniju.

Pozīcija periodiskajā tabulā

Mendeļejeva periodiskajā tabulā elementu metāliskās īpašības vājinās no kreisās uz labo pusi. Tāpēc I un II grupas elementi tiek uzskatīti par visaktīvākajiem.

Rīsi. 1. Aktīvie metāli periodiskajā tabulā.

Visi metāli ir reducējoši aģenti un ārējā enerģijas līmenī viegli sadalās ar elektroniem. Aktīviem metāliem ir tikai viens vai divi valences elektroni. Šajā gadījumā metāliskās īpašības tiek uzlabotas no augšas uz leju, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam, jo. jo tālāk elektrons atrodas no atoma kodola, jo vieglāk tam ir atdalīties.

Sārmu metāli tiek uzskatīti par visaktīvākajiem:

litijs;
nātrijs;
kālijs;
rubīdijs;
cēzijs;
francijs.

Sārmzemju metāli ir:

berilijs;
magnijs;
kalcijs;
stroncijs;
bārijs;
rādijs.

Metāla aktivitātes pakāpi var uzzināt pēc metāla spriegumu elektroķīmiskās sērijas. Jo vairāk pa kreisi no ūdeņraža atrodas elements, jo aktīvāks tas ir. Metāli pa labi no ūdeņraža ir neaktīvi un var mijiedarboties tikai ar koncentrētām skābēm.

Rīsi. 2. Metālu spriegumu elektroķīmiskās rindas.

Aktīvo metālu sarakstā ķīmijā ir arī alumīnijs, kas atrodas III grupā un pa kreisi no ūdeņraža. Tomēr alumīnijs atrodas uz aktīvo un vidēji aktīvo metālu robežas un normālos apstākļos nereaģē ar noteiktām vielām.

Īpašības

Aktīvie metāli ir mīksti (var griezt ar nazi), viegli un ar zemu kušanas temperatūru.

Metālu galvenās ķīmiskās īpašības ir parādītas tabulā.

Reakcija	Vienādojums	Izņēmums
Sārmu metāli gaisā spontāni aizdegas, mijiedarbojoties ar skābekli	K + O 2 → KO 2	Litijs reaģē ar skābekli tikai augstā temperatūrā.
Sārmzemju metāli un alumīnijs veido oksīda plēves gaisā un spontāni aizdegas, kad tie tiek uzkarsēti.	2Ca + O 2 → 2CaO
Reaģē ar vienkāršām vielām, veidojot sāļus	Ca + Br 2 → CaBr 2; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Alumīnijs nereaģē ar ūdeņradi
Spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus un ūdeņradi	- Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2	Reakcija ar litiju norit lēni. Alumīnijs reaģē ar ūdeni tikai pēc oksīda plēves noņemšanas.
Reaģē ar skābēm, veidojot sāļus	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H2; 2K + 2HMnO4 → 2KMnO4 + H2
Reaģējiet ar sāls šķīdumiem, vispirms reaģējot ar ūdeni un pēc tam ar sāli	2Na + CuCl2 + 2H2O: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Aktīvie metāli viegli reaģē, tāpēc dabā tie ir sastopami tikai maisījumos - minerālos, iežos.

Rīsi. 3. Minerāli un tīrie metāli.

Ko mēs esam iemācījušies?

Pie aktīvajiem metāliem pieder I un II grupas elementi – sārmu un sārmzemju metāli, kā arī alumīnijs. To darbība ir saistīta ar atoma uzbūvi – daži elektroni ir viegli atdalāmi no ārējā enerģijas līmeņa. Tie ir mīksti vieglie metāli, kas ātri reaģē ar vienkāršām un sarežģītām vielām, veidojot oksīdus, hidroksīdus, sāļus. Alumīnijs ir tuvāks ūdeņradim un tā reakcijai ar vielām ir nepieciešami papildu apstākļi - augsta temperatūra, oksīda plēves iznīcināšana.

Tēmu viktorīna

Ziņojuma novērtējums

Vidējais vērtējums: 4.4. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 401.

Ar metāliem tiek saprasta elementu grupa, kas tiek pasniegta vienkāršāko vielu veidā. Tiem ir raksturīgas īpašības, proti, augsta elektriskā un siltuma vadītspēja, pozitīvs pretestības temperatūras koeficients, augsta elastība un metālisks spīdums.

Ņemiet vērā, ka no 118 ķīmiskajiem elementiem, kas līdz šim ir atklāti, metālos jāiekļauj:

sārmzemju metālu grupā 6 elementi;
starp sārmu metāliem 6 elementi;
starp pārejas metāliem 38;
vieglo metālu grupā 11;
starp pusmetāliem 7 elementi,
14 starp lantanīdiem un lantānu,
14 aktinīdu un aktīniju grupā,
Ārpus definīcijas ir berilijs un magnijs.

Pamatojoties uz to, 96 elementi pieder pie metāliem. Apskatīsim tuvāk, ar ko metāli reaģē. Tā kā lielākajai daļai metālu ārējā elektroniskā līmenī ir neliels elektronu skaits no 1 līdz 3, tie var darboties kā reducētāji lielākajā daļā to reakciju (tas ir, tie ziedo savus elektronus citiem elementiem).

Reakcijas ar vienkāršākajiem elementiem

Papildus zeltam un platīnam absolūti visi metāli reaģē ar skābekli. Ņemiet vērā arī to, ka reakcija notiek ar sudrabu augstā temperatūrā, bet sudraba(II) oksīds normālā temperatūrā neveidojas. Atkarībā no metāla īpašībām reakcijas ar skābekli rezultātā veidojas oksīdi, superoksīdi un peroksīdi.

Šeit ir katra ķīmiskā veidojuma piemēri:

litija oksīds - 4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O;
kālija superoksīds - K + O 2 \u003d KO 2;
nātrija peroksīds - 2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Lai no peroksīda iegūtu oksīdu, tas jāreducē ar to pašu metālu. Piemēram, Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O. Izmantojot metālus ar zemu aktivitāti un vidēju, līdzīga reakcija notiks tikai karsējot, piemēram: 3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

Metāli var reaģēt ar slāpekli tikai ar aktīvajiem metāliem, tomēr, kad telpas temperatūra tikai litijs var mijiedarboties, veidojot nitrīdus - 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N, tomēr, karsējot, notiek šāda ķīmiska reakcija 2Al + N 2 \u003d 2AlN, 3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2.
Pilnīgi visi metāli reaģē ar sēru, kā arī ar skābekli, izņemot zeltu un platīnu. Ņemiet vērā, ka dzelzs var mijiedarboties tikai karsējot ar sēru, veidojot sulfīdu: Fe+S=FeS
Tikai aktīvie metāli var reaģēt ar ūdeņradi. Tajos ietilpst IA un IIA grupas metāli, izņemot beriliju. Šādas reakcijas var veikt tikai karsējot, veidojot hidrīdus.
Tā kā ūdeņraža oksidācijas pakāpe tiek uzskatīta par 1, tad metāli šajā gadījumā darbojas kā reducētāji: 2Na + H 2 \u003d 2NaH.
Aktīvākie metāli reaģē arī ar oglekli. Šīs reakcijas rezultātā veidojas acetilēni vai metanīdi.

Apsveriet, kuri metāli reaģē ar ūdeni un ko tie dod šīs reakcijas rezultātā? Acetilēni, mijiedarbojoties ar ūdeni, dos acetilēnu, un metāns tiks iegūts ūdens reakcijas rezultātā ar metanīdiem. Šeit ir šo reakciju piemēri:

Acetilēns - 2Na + 2C \u003d Na 2 C 2;
Metāns - Na 2 C 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + C 2 H 2.

Skābju reakcija ar metāliem

Arī metāli ar skābēm var reaģēt atšķirīgi. Ar visām skābēm uz ūdeņradi reaģē tikai tie metāli, kas atrodas metālu elektroķīmiskās aktivitātes virknē.

Dosim aizvietošanas reakcijas piemēru, kas parāda, ar ko reaģē metāli. Citā veidā šādu reakciju sauc par redoksreakciju: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 ^.

Dažas skābes var mijiedarboties arī ar metāliem, kas atrodas pēc ūdeņraža: Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O.

Ņemiet vērā, ka šāda atšķaidīta skābe var reaģēt ar metālu saskaņā ar šādu klasisko shēmu: Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 ^.

Tā kā kristāla režģī ir brīvie elektroni ("elektronu gāze"), visiem metāliem ir šādas raksturīgas vispārīgas īpašības:

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

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

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

4) Siltumvadītspēja. Tas ir saistīts ar lielo brīvo elektronu mobilitāti, kuras dēļ temperatūru ātri izlīdzina metāla masa. Vislielākā siltumvadītspēja ir bismutam un dzīvsudrabam.

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

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

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

Metālu vispārīgās ķīmiskās īpašības

Spēcīgi reducētāji: Me 0 – nē → Me n +

Vairāki spriegumi raksturo metālu salīdzinošo aktivitāti redoksreakcijās ūdens šķīdumos.

1. Metālu reakcijas ar nemetāliem

1) ar skābekli:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) ar sēru:
Hg + S → HgS

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

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

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

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

Ca + H2 → CaH2

2. Metālu reakcijas ar skābēm

1) Metāli, kas atrodas elektroķīmiskajā spriegumu virknē līdz H, reducē neoksidējošās skābes par ūdeņradi:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H2

2Al+6HCl → 2AlCl3+3H 2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) Ar oksidējošām skābēm:

Jebkuras koncentrācijas slāpekļskābes un koncentrētas sērskābes mijiedarbībā ar metāliem ūdeņradis nekad neizdalās!

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

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

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

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

4HNO3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3. Metālu mijiedarbība ar ūdeni

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

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2

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

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktīvs (Au, Ag, Pt) - nereaģē.

4. Mazāk aktīvo metālu pārvietošana ar aktīvākiem metāliem no to sāļu šķīdumiem:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Rūpniecībā bieži izmanto nevis tīrus metālus, bet gan to maisījumus - sakausējumi kurā viena metāla derīgās īpašības tiek papildinātas ar cita metāla labvēlīgajām īpašībām. Tātad vara ir zema cietība, un to maz izmanto mašīnu detaļu ražošanā, savukārt vara sakausējumi ar cinku ( misiņš) jau ir diezgan cietas un tiek plaši izmantotas mašīnbūvē. Alumīnijam ir augsta elastība un pietiekams vieglums (mazs blīvums), bet tas ir pārāk mīksts. Uz tā pamata tiek sagatavots sakausējums ar magniju, varu un mangānu - duralumīnijs (duralumīns), kas, nezaudējot noderīgas īpašības alumīnijs, iegūst augstu cietību un kļūst piemērots gaisa kuģu rūpniecībā. Plaši pazīstami ir dzelzs sakausējumi ar oglekli (un citu metālu piedevām). čuguns Un tērauda.

Metāli brīvā formā ir reducējošie līdzekļi. Tomēr dažu metālu reaktivitāte ir zema, jo tie ir pārklāti ar virsmas oksīda plēve, dažādās pakāpēs izturīgs pret tādu ķīmisko reaģentu darbību kā ūdens, skābju un sārmu šķīdumi.

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

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

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

Metālu reducējošā aktivitāte skābā šķīdumā tiek pārnesta ar virkni spriegumu. Lielākā daļa metālu tiek pārvērsti sālsskābes un atšķaidītas sērskābes šķīdumā, bet Cu, Ag un Hg - tikai sērskābā (koncentrētā) un slāpekļskābe, un Pt un Au - "karaliskais degvīns".

Metālu korozija

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

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

Saskares punkts starp diviem atšķirīgiem metāliem var būt īpaši kodīgs ( kontakta korozija). Starp vienu metālu, piemēram, Fe, un citu metālu, piemēram, Sn vai Cu, kas ievietots ūdenī, rodas galvaniskais pāris. Elektronu plūsma iet no aktīvāka metāla, kas ir pa kreisi spriegumu virknē (Re), uz mazāk aktīvo metālu (Sn, Cu), un aktīvākais metāls tiek iznīcināts (korodē).

Tieši šī iemesla dēļ kārbu konservētā virsma (alvotais dzelzs) rūsē, ja tās tiek uzglabātas mitrā atmosfērā un neuzmanīgi rīkojas (dzelzs ātri sabrūk pat pēc neliela skrāpējuma parādīšanās, ļaujot dzelzs kontaktam ar mitrumu). Gluži pretēji, dzelzs kausa cinkotā virsma ilgstoši nerūsē, jo, pat ja ir skrāpējumi, nerūsē dzelzs, bet gan cinks (aktīvāks metāls par dzelzi).

Konkrēta metāla izturība pret koroziju tiek palielināta, ja tas ir pārklāts ar aktīvāku metālu vai kad tie ir kausēti; piemēram, dzelzs pārklāšana ar hromu vai dzelzs sakausējuma izgatavošana ar hromu novērš dzelzs koroziju. Hromēts dzelzs un tērauds, kas satur hromu ( nerūsējošais tērauds) ir augsta izturība pret koroziju.

Ja D.I.Mendeļejeva elementu periodiskajā tabulā uzzīmēsim diagonāli no berilija līdz astatīnam, tad diagonālē apakšējā kreisajā stūrī būs metāla elementi (tos ietver arī sekundāro apakšgrupu elementus, kas iezīmēti zilā krāsā), un nemetāla elementi. elementi augšējā labajā stūrī (izcelti dzeltenā krāsā). Elementiem, kas atrodas netālu no diagonāles - pusmetāliem vai metaloīdiem (B, Si, Ge, Sb utt.), Ir divkāršs raksturs (izcelts rozā krāsā).

Kā redzams attēlā, lielākā daļa elementu ir metāli.

Pēc savas ķīmiskās būtības metāli ir ķīmiski elementi, kuru atomi ziedo elektronus no ārējā vai pirms-ārējā enerģijas līmeņa, tādējādi veidojot pozitīvi lādētus jonus.

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

Tipiskākie metāli atrodas periodu sākumā (sākot no otrā), tālāk no kreisās puses uz labo metāliskās īpašības vājinās. Grupā no augšas uz leju metāliskās īpašības tiek pastiprinātas, jo palielinās atomu rādiuss (palielinoties enerģijas līmeņu skaitam). Tas noved pie elementu elektronegativitātes (spējas piesaistīt elektronus) samazināšanās un reducēšanas īpašību palielināšanās (spēja ziedot elektronus citiem atomiem ķīmiskās reakcijās).

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

Nelielais elektronu skaits (1-2) tipisku metālu atomu ārējā enerģijas līmenī liecina, ka šie elektroni ir viegli pazūd un tiem piemīt spēcīgas reducējošās īpašības, kas atspoguļo zemas elektronegativitātes vērtības. Tas nozīmē ierobežotās ķīmiskās īpašības un metodes tipisku metālu iegūšanai.

Tipiskiem metāliem raksturīga iezīme ir to atomu tendence veidot katjonus un jonu ķīmiskās saites ar nemetālu atomiem. Tipisku metālu savienojumi ar nemetāliem ir jonu kristāli "nemetāla metāla katjonu anjons", piemēram, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipiski metālu katjoni ir iekļauti arī savienojumos ar kompleksiem anjoniem - hidroksīdiem un sāļiem, piemēram, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

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

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

Metālu vispārējās fizikālās īpašības

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

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

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

4) Siltumvadītspēja. Tas ir saistīts ar lielo brīvo elektronu mobilitāti, kuras dēļ temperatūru ātri izlīdzina metāla masa. Vislielākā siltumvadītspēja ir bismutam un dzīvsudrabam.

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

Metālu vispārīgās ķīmiskās īpašības

Spēcīgi reducētāji: Me 0 – nē → Me n +

Vairāki spriegumi raksturo metālu salīdzinošo aktivitāti redoksreakcijās ūdens šķīdumos.

I. Metālu reakcijas ar nemetāliem

1) ar skābekli:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) ar sēru:
Hg + S → HgS

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

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

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

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

Ca + H2 → CaH2

II. Metālu reakcijas ar skābēm

1) Metāli, kas atrodas elektroķīmiskajā spriegumu virknē līdz H, reducē neoksidējošās skābes par ūdeņradi:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H2

2Al+6HCl → 2AlCl3+3H 2

6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2

2) Ar oksidējošām skābēm:

Jebkuras koncentrācijas slāpekļskābes un koncentrētas sērskābes mijiedarbībā ar metāliem ūdeņradis nekad neizdalās!

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

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

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

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

4HNO3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Metālu mijiedarbība ar ūdeni

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

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca+ 2H 2O → Ca(OH)2 + H2

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

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktīvs (Au, Ag, Pt) - nereaģē.

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

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

Rūpniecībā bieži izmanto nevis tīrus metālus, bet gan to maisījumus - sakausējumi kurā viena metāla derīgās īpašības tiek papildinātas ar cita metāla labvēlīgajām īpašībām. Tātad vara ir zema cietība, un to maz izmanto mašīnu detaļu ražošanā, savukārt vara sakausējumi ar cinku ( misiņš) jau ir diezgan cietas un tiek plaši izmantotas mašīnbūvē. Alumīnijam ir augsta elastība un pietiekams vieglums (mazs blīvums), bet tas ir pārāk mīksts. Uz tā pamata tiek sagatavots sakausējums ar magniju, varu un mangānu - duralumīnijs (duralumīns), kas, nezaudējot alumīnija derīgās īpašības, iegūst augstu cietību un kļūst piemērots aviācijas rūpniecībā. Dzelzs sakausējumi ar oglekli (un citu metālu piedevām) ir plaši pazīstami čuguns Un tērauda.

Metālu reducējošā aktivitāte skābā šķīdumā tiek pārnesta ar virkni spriegumu. Lielākā daļa metālu tiek pārvērsti sālsskābes un atšķaidītas sērskābes šķīdumā, bet Cu, Ag un Hg - tikai sērskābe (koncentrēta) un slāpekļskābe, bet Pt un Au - "aqua regia".

Metālu korozija

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

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

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

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

Vietējie metāli dažreiz ir sastopami dabā (tipiski piemēri ir Ag, Au, Pt, Hg), bet biežāk metāli ir savienojumu veidā ( metāla rūdas). Pēc izplatības zemes garozā metāli atšķiras: no visizplatītākajiem - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) līdz retākajiem - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Pastāv metālu tehnoloģiskās, fizikālās, mehāniskās un ķīmiskās īpašības. Fizikālie ietver krāsu, elektrovadītspēju. Šīs grupas īpašības ietver arī metāla siltumvadītspēju, kausējamību un blīvumu.

Mehāniskās īpašības ietver plastiskumu, elastību, cietību, izturību, viskozitāti.

Metālu ķīmiskās īpašības ietver izturību pret koroziju, šķīdību un oksidējamību.

Tādas īpašības kā "plūstamība", rūdāmība, metināmība, lokanība ir tehnoloģiskas.

Fizikālās īpašības

Krāsa. Metāli caur sevi gaismu nelaiž cauri, tas ir, tie ir necaurspīdīgi. Atstarotajā gaismā katram elementam ir sava nokrāsa – krāsa. No tehniskajiem metāliem krāsa ir tikai varš un sakausējumi ar to. Atlikušajiem elementiem raksturīgs tonis no sudrabaini baltas līdz pelēkam tēraudam.
Sakausējamība. Šis raksturlielums norāda uz elementa spēju temperatūras ietekmē no cietas vielas pāriet šķidrā stāvoklī. Kausējamība tiek uzskatīta par vissvarīgāko metālu īpašību. Sildīšanas procesā visi metāli no cieta stāvokļa pāriet šķidrā stāvoklī. Kad izkausēta viela tiek atdzesēta, notiek apgriezta pāreja - no šķidruma uz cietu stāvokli.
Elektrovadītspēja. Šis raksturlielums norāda uz spēju nodot elektroenerģiju ar brīvajiem elektroniem. Metāla ķermeņu elektriskā vadītspēja ir tūkstošiem reižu lielāka nekā nemetālisko ķermeņu vadītspēja. Paaugstinoties temperatūrai, elektrības vadītspēja samazinās, un, temperatūrai pazeminoties, tā attiecīgi palielinās. Jāņem vērā, ka sakausējumu elektrovadītspēja vienmēr būs zemāka nekā jebkura metāla, kas veido sakausējumu.
Magnētiskās īpašības. Skaidri magnētiskie (feromagnētiskie) elementi ietver tikai kobaltu, niķeli, dzelzi, kā arī vairākus to sakausējumus. Tomēr, karsējot līdz noteiktai temperatūrai, šīs vielas zaudē savu magnētismu. Atsevišķi dzelzs sakausējumi istabas temperatūrā nav feromagnētiski.
Siltumvadītspēja. Šis raksturlielums norāda uz spēju pārnest siltumu uz mazāk uzkarsētu no vairāk uzkarsēta ķermeņa bez redzamas tā sastāvā esošo daļiņu kustības. Augsts siltumvadītspējas līmenis ļauj vienmērīgi un ātri uzsildīt un atdzesēt metālus. Starp tehniskajiem elementiem vara ir visaugstākais rādītājs.

Atsevišķu vietu ķīmijā ieņem metāli. Atbilstošu īpašību klātbūtne ļauj izmantot konkrētu vielu noteiktā apgabalā.

Metālu ķīmiskās īpašības

Izturība pret koroziju. Korozija ir vielas iznīcināšana elektroķīmiskas vai ķīmiskas attiecības rezultātā ar vidi. Visizplatītākais piemērs ir dzelzs rūsēšana. Izturība pret koroziju ir viena no svarīgākajām vairāku metālu dabiskajām īpašībām. Šajā sakarā tādas vielas kā sudrabs, zelts, platīns sauc par cēlām. Ir augsta izturība pret koroziju Niķelis un citi krāsainie metāli tiek iznīcināti ātrāk un spēcīgāk nekā krāsainie metāli.
Oksidējamība. Šis raksturlielums norāda uz elementa spēju reaģēt ar O2 oksidētāju ietekmē.
Šķīdība. Metāli, kuriem ir neierobežota šķīdība šķidrā stāvoklī, sacietējot var veidot cietus šķīdumus. Šajos risinājumos viena komponenta atomi ir iestrādāti citā komponentā tikai noteiktās robežās.

Jāņem vērā, ka metālu fizikālās un ķīmiskās īpašības ir viena no šo elementu galvenajām īpašībām.