Les métaux désignent un groupe d'éléments qui se présentent sous la forme des substances les plus simples. Ils ont des propriétés caractéristiques, à savoir une conductivité électrique et thermique élevée, positive coéfficent de température résistance, haute ductilité et éclat métallique.

A noter que parmi les 118 éléments chimiques découverts jusqu’à présent, les suivants doivent être classés comme métaux :

• parmi le groupe des métaux alcalino-terreux, il y a 6 éléments ;
• parmi les métaux alcalins, il y a 6 éléments ;
• parmi les métaux de transition 38 ;
• dans le groupe des métaux légers 11 ;
• Il y a 7 éléments parmi les semi-métaux,
• 14 parmi les lanthanides et le lanthane,
• 14 dans le groupe des actinides et des anémones de mer,
• Le béryllium et le magnésium sortent de la définition.

Sur cette base, 96 éléments sont classés comme métaux. Examinons de plus près avec quoi les métaux réagissent. Parce qu'à l'extérieur niveau électronique La plupart des métaux ont un petit nombre d'électrons de 1 à 3, donc dans la plupart de leurs réactions, ils peuvent agir comme agents réducteurs (c'est-à-dire qu'ils cèdent leurs électrons à d'autres éléments).

Réactions avec les éléments les plus simples

• À l'exception de l'or et du platine, absolument tous les métaux réagissent avec l'oxygène. Notez également que la réaction à hautes températures se produit avec l'argent, mais l'oxyde d'argent (II) températures normales pas formé. Selon les propriétés du métal, des oxydes, des superoxydes et des peroxydes se forment à la suite d'une réaction avec l'oxygène.

Voici des exemples de chaque formation chimique :

1. oxyde de lithium – 4Li+O 2 =2Li 2 O ;
2. superoxyde de potassium – K+O 2 =KO 2 ;
3. peroxyde de sodium – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Afin d'obtenir un oxyde à partir d'un peroxyde, il faut le réduire avec le même métal. Par exemple, Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Avec des métaux faiblement et moyennement actifs, une réaction similaire ne se produira que lorsqu'ils sont chauffés, par exemple : 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

• Les métaux ne peuvent réagir avec l'azote qu'avec les métaux actifs, mais lorsque température ambiante Seul le lithium peut interagir pour former des nitrures - 6Li+N 2 =2Li 3 N, cependant, lorsqu'il est chauffé, la réaction chimique suivante se produit : 2Al+N 2 =2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
• Absolument tous les métaux réagissent avec le soufre, comme avec l'oxygène, à l'exception de l'or et du platine. Notez que le fer ne peut réagir que lorsqu'il est chauffé avec du soufre, formant du sulfure : Fe+S=FeS
• Seuls les métaux actifs peuvent réagir avec l'hydrogène. Il s'agit notamment des métaux des groupes IA et IIA, à l'exception du béryllium. De telles réactions ne peuvent se produire que lorsqu'elles sont chauffées, formant des hydrures.

  Puisque l’état d’oxydation de l’hydrogène est considéré comme 1, alors les métaux présents dans dans ce cas agissent comme agents réducteurs : 2Na+H 2 =2NaH.

• Les métaux les plus actifs réagissent également avec le carbone. À la suite de cette réaction, des acétyléniures ou des méthanides se forment.

Considérons quels métaux réagissent avec l'eau et que produisent-ils à la suite de cette réaction ? Les acétylènes, lorsqu'ils interagissent avec l'eau, produiront de l'acétylène et du méthane sera obtenu à la suite de la réaction de l'eau avec les méthanides. Voici des exemples de ces réactions :

1. Acétylène – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Méthane - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH + C 2 H 2.

Réaction des acides avec les métaux

Les métaux peuvent également réagir différemment avec les acides. Seuls les métaux qui appartiennent à la série d'activités électrochimiques des métaux jusqu'à l'hydrogène réagissent avec tous les acides.

Donnons un exemple de réaction de substitution qui montre avec quoi les métaux réagissent. D'une autre manière, cette réaction est appelée redox : Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Certains acides peuvent également interagir avec les métaux qui viennent après l'hydrogène : Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Notez qu'un tel acide dilué peut réagir avec le métal selon la valeur donnée. schéma classique: Mg+H 2 SO 4 =MgSO 4 +H 2 ^.

1. Les métaux réagissent avec les non-métaux.

2 Moi + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Les métaux alcalins, à l'exception du lithium, forment des peroxydes :

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Les métaux précédant l'hydrogène réagissent avec les acides (à l'exception des acides nitrique et sulfurique) pour libérer de l'hydrogène.

Moi + HCl → sel + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Les métaux actifs réagissent avec l'eau pour former un alcali et libérer de l'hydrogène.

2Moi+ 2n H 2 O → 2Me(OH)n+ n H2

Le produit de l’oxydation du métal est son hydroxyde – Me(OH) n (où n est l’état d’oxydation du métal).

Par exemple:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Les métaux d'activité moyenne réagissent avec l'eau lorsqu'ils sont chauffés pour former de l'oxyde métallique et de l'hydrogène.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Le produit d'oxydation dans de telles réactions est l'oxyde métallique Me 2 O n (où n est l'état d'oxydation du métal).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2

5. Les métaux après l'hydrogène ne réagissent pas avec l'eau et les solutions acides (sauf pour les concentrations nitriques et soufrées)

6. Les métaux les plus actifs déplacent les métaux les moins actifs des solutions de leurs sels.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Les métaux actifs - le zinc et le fer - ont remplacé le cuivre dans le sulfate et formé des sels. Le zinc et le fer ont été oxydés et le cuivre a été réduit.

7. Les halogènes réagissent avec l'eau et les solutions alcalines.

Le fluor, contrairement aux autres halogènes, oxyde l'eau :

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

à froid : Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O du chlorure et de l'hypochlorite se forment

lorsqu'il est chauffé : 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O du lorure et du chlorate se forment

8 Les halogènes actifs (sauf le fluor) déplacent les halogènes moins actifs des solutions de leurs sels.

9. Les halogènes ne réagissent pas avec l'oxygène.

10. Les métaux amphotères (Al, Be, Zn) réagissent avec des solutions d'alcalis et d'acides.

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

11. Le magnésium réagit avec gaz carbonique et de l'oxyde de silicium.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Les métaux alcalins (sauf le lithium) forment des peroxydes avec l'oxygène.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Classification des composés inorganiques

Substances simples – les substances dont les molécules sont constituées d'atomes du même type (atomes du même élément). DANS réactions chimiques ne peut pas se décomposer pour former d’autres substances.

Substances complexes (ou composants chimiques) – substances dont les molécules sont constituées d’atomes de différents types (atomes de différents éléments chimiques). Lors de réactions chimiques, ils se décomposent pour former plusieurs autres substances.

Les substances simples sont divisées en deux grands groupes : les métaux et les non-métaux.

Les métaux – un groupe d'éléments aux propriétés métalliques caractéristiques : les solides (à l'exception du mercure) ont un éclat métallique, sont de bons conducteurs de chaleur et d'électricité, malléables (fer (Fe), cuivre (Cu), aluminium (Al), mercure ( Hg), or (Au), argent (Ag), etc.).

Non-métaux – groupe d'éléments : solide, liquide (brome) et substances gazeuses, qui n'ont pas d'éclat métallique, sont des isolants, cassants.

Et les substances complexes, à leur tour, sont divisées en quatre groupes, ou classes : oxydes, bases, acides et sels.

Oxydes - ce sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'oxygène et une autre substance.

Les raisons - ce sont des substances complexes dans lesquelles des atomes métalliques sont reliés à un ou plusieurs groupes hydroxyle.

Du point de vue de la théorie de la dissociation électrolytique, les bases sont des substances complexes dont la dissociation en solution aqueuse produit des cations métalliques (ou NH4+) et des anions hydroxydes OH-.

Acides - ce sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés ou échangés contre des atomes métalliques.

Sels - ce sont des substances complexes dont les molécules sont constituées d'atomes métalliques et de résidus acides. Un sel est le produit du remplacement partiel ou complet des atomes d’hydrogène d’un acide par un métal.

La structure des atomes métalliques détermine non seulement les propriétés physiques caractéristiques des substances simples - les métaux, mais également leurs propriétés chimiques générales.

D'une grande diversité, toutes les réactions chimiques des métaux sont redox et ne peuvent être que de deux types : combinaison et substitution. Les métaux sont capables de donner des électrons lors de réactions chimiques, c'est-à-dire qu'ils sont des agents réducteurs et ne présentent qu'un état d'oxydation positif dans les composés résultants.

DANS vue générale cela peut être exprimé par le diagramme :
Moi 0 – ne → Moi +n,
où Me est un métal – une substance simple, et Me 0+n est un métal, un élément chimique dans un composé.

Les métaux sont capables de donner leurs électrons de valence à des atomes non métalliques, des ions hydrogène et des ions d'autres métaux, et réagiront donc avec des non-métaux - substances simples, eau, acides, sels. Cependant, le pouvoir réducteur des métaux varie. Composition des produits de réaction des métaux avec diverses substances dépend du pouvoir oxydant des substances et des conditions dans lesquelles la réaction se produit.

À haute température, la plupart des métaux brûlent dans l'oxygène :

2Mg + O2 = 2MgO

Seuls l'or, l'argent, le platine et certains autres métaux ne s'oxydent pas dans ces conditions.

De nombreux métaux réagissent avec les halogènes sans chauffer. Par exemple, la poudre d’aluminium, lorsqu’elle est mélangée à du brome, enflamme :

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Lorsque les métaux interagissent avec l’eau, des hydroxydes se forment dans certains cas. Dans des conditions normales, les métaux alcalins, ainsi que le calcium, le strontium et le baryum, interagissent très activement avec l'eau. Le schéma général de cette réaction ressemble à ceci :

Moi + HOH → Me(OH) n + H 2

D'autres métaux réagissent avec l'eau lorsqu'elle est chauffée : le magnésium lorsqu'elle bout, le fer dans la vapeur d'eau lorsqu'elle bout en rouge. Dans ces cas, des oxydes métalliques sont obtenus.

Si un métal réagit avec un acide, il fait partie du sel résultant. Lorsqu'un métal interagit avec des solutions acides, il peut être oxydé par les ions hydrogène présents dans la solution. Abrégé équation ionique De manière générale, cela peut s'écrire ainsi :

Moi + nH + → Moi n + + H 2

Les anions des acides contenant de l'oxygène, tels que les acides sulfurique et nitrique concentrés, ont des propriétés oxydantes plus fortes que les ions hydrogène. Par conséquent, les métaux qui ne peuvent pas être oxydés par les ions hydrogène, par exemple le cuivre et l'argent, réagissent avec ces acides.

Lorsque les métaux interagissent avec les sels, une réaction de substitution se produit : les électrons des atomes du métal remplaçant – le plus actif – passent aux ions du métal remplacé – le moins actif. Ensuite, le réseau remplace le métal par du métal dans les sels. Ces réactions ne sont pas réversibles : si le métal A déplace le métal B de la solution saline, alors le métal B ne déplacera pas le métal A de la solution saline.

Par ordre décroissant d'activité chimique se manifestant dans les réactions de déplacement des métaux les uns par rapport aux autres à partir de solutions aqueuses de leurs sels, les métaux se situent dans la série électrochimique de tensions (activités) des métaux :

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na→ Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd→ Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → → Ag → Pd → Pt → Au

Les métaux situés à gauche dans cette rangée sont plus actifs et sont capables de déplacer les métaux suivants des solutions salines.

L'hydrogène est inclus dans la série électrochimique des tensions des métaux, en tant que seul non-métal qui partage une propriété commune avec les métaux : former des ions chargés positivement. Ainsi, l’hydrogène remplace certains métaux dans leurs sels et peut lui-même être remplacé par de nombreux métaux dans les acides, par exemple :

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Les métaux qui précèdent l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques le déplacent des solutions de nombreux acides (chlorhydrique, sulfurique, etc.), mais tous ceux qui le suivent, par exemple le cuivre, ne le déplacent pas.

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Le premier matériau que les gens ont appris à utiliser pour leurs besoins était la pierre. Cependant, plus tard, lorsque l’homme a pris conscience des propriétés des métaux, la pierre a reculé très loin. Ce sont ces substances et leurs alliages qui sont devenus le matériau le plus important et le plus important entre les mains de l'homme. Des articles ménagers et des outils en ont été fabriqués et des locaux ont été construits. Par conséquent, dans cet article, nous examinerons ce que sont les métaux, caractéristiques générales, dont les propriétés et les applications sont si pertinentes à ce jour. Après tout, immédiatement après l’âge de pierre, toute une galaxie de métaux a suivi : le cuivre, le bronze et le fer.

Métaux : caractéristiques générales

Qu'est-ce qui unit tous les représentants de ces substances simples ? Bien sûr, il s'agit de la structure de leur réseau cristallin, des types de liaisons chimiques et des caractéristiques de la structure électronique de l'atome. Après tout, c’est de là que viennent les propriétés physiques caractéristiques qui sous-tendent l’utilisation de ces matériaux par l’homme.

Tout d’abord, considérons les métaux comme éléments chimiques système périodique. Ils y sont localisés assez librement, occupant 95 cellules sur les 115 connues aujourd'hui. Leur emplacement dans l'ensemble du système présente plusieurs caractéristiques :

• Ils forment les principaux sous-groupes des groupes I et II, ainsi que III, à commencer par l'aluminium.
• Tous les sous-groupes latéraux sont constitués uniquement de métaux.
• Ils sont situés en dessous de la diagonale conventionnelle du bore à l'astatine.

Sur la base de ces données, il est facile de voir que les non-métaux sont collectés dans la partie supérieure droite du système et que le reste de l'espace appartient aux éléments que nous considérons.

Tous ont plusieurs caractéristiques de la structure électronique de l'atome :

Les caractéristiques générales des métaux et des non-métaux permettent d'identifier des motifs dans leur structure. Ainsi, le réseau cristallin du premier est métallique et spécial. Ses nœuds contiennent plusieurs types de particules :

• des ions ;
• des atomes ;
• des électrons.

Un nuage commun appelé gaz électronique s'accumule à l'intérieur, ce qui explique toutes les propriétés physiques de ces substances. Taper liaison chimique dans les métaux du même nom avec eux.

Propriétés physiques

Il existe un certain nombre de paramètres qui unissent tous les métaux. Leurs caractéristiques générales propriétés physiques Ressemble à ça.

Les paramètres répertoriés sont les caractéristiques générales des métaux, c'est-à-dire tout ce qui les unit en une grande famille. Cependant, il faut comprendre qu’il existe des exceptions à chaque règle. De plus, il y a trop d’éléments de ce genre. Par conséquent, au sein de la famille elle-même, il existe également des divisions en divers groupes, que nous examinerons ci-dessous et pour lesquels nous indiquerons les traits caractéristiques.

Propriétés chimiques

Du point de vue de la science chimique, tous les métaux sont des agents réducteurs. De plus, très fort. Moins il y a d'électrons dans le niveau externe et plus le rayon atomique est grand, plus le métal est résistant selon ce paramètre.

En conséquence, les métaux sont capables de réagir avec :

C'est juste résumé général propriétés chimiques. Après tout, pour chaque groupe d'éléments, ils sont purement individuels.

Métaux alcalino-terreux

Les caractéristiques générales des métaux alcalino-terreux sont les suivantes :

Ainsi, les métaux alcalino-terreux sont des éléments communs de la famille S qui présentent une activité chimique élevée et sont de puissants agents réducteurs et des acteurs importants dans les processus biologiques du corps.

Métaux alcalins

Les caractéristiques générales commencent par leur nom. Ils l'ont reçu pour sa capacité à se dissoudre dans l'eau, formant des alcalis - hydroxydes caustiques. Les réactions avec l'eau sont très violentes, parfois accompagnées d'inflammation. Ces substances ne se trouvent pas dans la nature sous forme libre, car leur activité chimique est trop élevée. Ils réagissent avec l'air, la vapeur d'eau, les non-métaux, les acides, les oxydes et les sels, c'est-à-dire avec presque tout.

Cela s'explique par leur structure électronique. Au niveau extérieur, il n’y a qu’un seul électron, qu’ils abandonnent facilement. Ce sont les agents réducteurs les plus puissants, c'est pourquoi il en a fallu beaucoup pour les obtenir sous leur forme pure. pendant longtemps. Cela a été réalisé pour la première fois par Humphry Davy au XVIIIe siècle déjà par électrolyse de l'hydroxyde de sodium. Désormais, tous les représentants de ce groupe sont exploités selon cette méthode.

Une caractéristique générale des métaux alcalins est qu’ils constituent le premier groupe, le sous-groupe principal du tableau périodique. Tous - éléments importants, formant de nombreux précieux composés naturels utilisé par les humains.

Caractéristiques générales des métaux des familles d et f

Ce groupe d'éléments comprend tous ceux dont les états d'oxydation peuvent varier. Cela signifie que, selon les conditions, le métal peut agir à la fois comme agent oxydant et comme agent réducteur. De tels éléments ont une grande capacité de réaction. Parmi eux se trouvent un grand nombre de substances amphotères.

Le nom commun de tous ces atomes est éléments de transition. Ils l'ont reçu parce que, en termes de propriétés, ils se situent vraiment à mi-chemin, entre les métaux typiques de la famille s et les non-métaux de la famille p.

Les caractéristiques générales des métaux de transition impliquent la désignation de leurs propriétés similaires. Ils sont les suivants :

• un grand nombre d'électrons dans le niveau externe ;
• grand rayon atomique;
• plusieurs états d'oxydation (de +3 à +7) ;
• sont au sous-niveau d ou f ;
• former 4 à 6 grandes périodes du système.

En tant que substances simples, les métaux de ce groupe sont très résistants, malléables et malléables et revêtent donc une grande importance industrielle.

Sous-groupes latéraux du tableau périodique

Les caractéristiques générales des métaux des sous-groupes latéraux coïncident entièrement avec celles des métaux de transition. Et ce n’est pas surprenant, car, en substance, c’est exactement la même chose. C'est juste que les sous-groupes secondaires du système sont formés précisément par des représentants des familles d et f, c'est-à-dire des métaux de transition. On peut donc dire que ces concepts sont synonymes.

Les plus actifs et les plus importants d'entre eux sont la première rangée de 10 représentants allant du scandium au zinc. Tous ont une importance industrielle importante et sont souvent utilisés par l’homme, notamment pour la fusion.

Alliages

Les caractéristiques générales des métaux et alliages permettent de comprendre où et comment ces substances peuvent être utilisées. Ces composés ont subi de grandes transformations au cours des dernières décennies, à mesure que de nouveaux additifs sont découverts et synthétisés pour améliorer leur qualité.

Les alliages les plus connus aujourd'hui sont :

• laiton;
• duralumin;
• fonte;
• acier;
• bronze;
• gagnera;
• nichrome et autres.

Qu'est-ce qu'un alliage ? Il s'agit d'un mélange de métaux obtenu par fusion de ces derniers dans des fours spéciaux. Ceci est fait afin d'obtenir un produit dont les propriétés sont supérieures aux substances pures qui le composent.

Comparaison des propriétés des métaux et des non-métaux

Si nous parlons de les propriétés générales, alors les caractéristiques des métaux et des non-métaux différeront sur un point très important : pour ces derniers, il est impossible de distinguer des caractéristiques similaires, car ils sont très différents dans leurs propriétés manifestées, à la fois physiques et chimiques.

Il est donc impossible de créer une caractéristique similaire pour les non-métaux. Vous ne pouvez considérer que les représentants de chaque groupe séparément et décrire leurs propriétés.

Objectif du travail : se familiariser pratiquement avec les propriétés chimiques caractéristiques des métaux de diverses activités et de leurs composés ; étudier les caractéristiques des métaux aux propriétés amphotères. Les réactions redox sont égalisées à l'aide de la méthode de la balance électron-ion.

Partie théorique

Propriétés physiques des métaux. Dans des conditions normales, tous les métaux, à l'exception du mercure, sont des substances solides dont le degré de dureté diffère fortement. Les métaux, conducteurs du premier type, ont une conductivité électrique et thermique élevée. Ces propriétés sont associées à la structure du réseau cristallin, dans les nœuds duquel se trouvent des ions métalliques, entre lesquels se déplacent des électrons libres. Le transfert d’électricité et de chaleur se produit grâce au mouvement de ces électrons.

Propriétés chimiques des métaux . Tous les métaux sont des agents réducteurs, c'est-à-dire Lors des réactions chimiques, ils perdent des électrons et deviennent des ions chargés positivement. En conséquence, la plupart des métaux réagissent avec des agents oxydants typiques, tels que l’oxygène, pour former des oxydes qui, dans la plupart des cas, recouvrent la surface des métaux d’une couche dense.

Mg° +O 2 °=2Mg +2 O- 2

Mg-2=Mg +2

À PROPOS 2 +4 =2О -2

L'activité réductrice des métaux dans les solutions dépend de la position du métal dans la série de tensions ou de la valeur du potentiel d'électrode du métal (tableau). Plus le potentiel d'électrode d'un métal donné est faible, plus l'agent réducteur est actif. est. Tous les métaux peuvent être divisés en 3 groupes :

Métaux actifs – du début de la série de contraintes (c'est-à-dire de Li) à Mg ;

Métaux d’activité intermédiaire de Mg à H ;

Métaux peu actifs – de H jusqu’à la fin de la série de tension (vers Au).

Les métaux du groupe 1 interagissent avec l'eau (cela comprend principalement les métaux alcalins et alcalino-terreux) ; Les produits de réaction sont des hydroxydes des métaux correspondants et de l'hydrogène, par exemple :

2К°+2Н 2 O=2KOH+H 2 À PROPOS

K°-=K + | 2

2H + +2 =H 2 0 | 1

Interaction des métaux avec les acides

Tous les acides sans oxygène (HCl chlorhydrique, HBr bromhydrique, etc.), ainsi que certains acides contenant de l'oxygène (acide sulfurique dilué H 2 SO 4, acide phosphorique H 3 PO 4, acide acétique CH 3 COOH, etc.) réagissent avec les métaux des groupes 1 et 2 se trouvant dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène. Dans ce cas, le sel correspondant se forme et de l'hydrogène est libéré :

Zn+ H 2 DONC 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2H + +2 =H 2 ° | 1

L'acide sulfurique concentré oxyde les métaux des groupes 1, 2 et partiellement 3 (jusqu'à Ag inclus) tout en étant réduit en SO 2 - un gaz incolore à l'odeur âcre, du soufre libre précipité sous forme de précipité blanc ou de sulfure d'hydrogène H 2 S - un gaz avec une odeur d'œufs pourris Plus le métal est actif, plus le soufre est réduit, par exemple :

| 1

| 8

L'acide nitrique de toute concentration oxyde presque tous les métaux, entraînant la formation de nitrate du métal correspondant, d'eau et du produit de réduction N +5 (NO 2 - gaz brun avec une odeur âcre, NO - gaz incolore avec une odeur âcre, N 2 O - gaz à odeur narcotique, N 2 est un gaz inodore, NH 4 NO 3 est une solution incolore). Plus le métal est actif et plus l’acide est dilué, plus l’azote est réduit en acide nitrique.

Réagir avec les alcalis amphotère les métaux appartenant principalement au groupe 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb...). La réaction se déroule par fusion de métaux avec des alcalis :

Pb+2 NaOH= N / A 2 PbO 2 +H 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2H + +2 =H 2 ° | 1

ou lorsque vous interagissez avec solution solide alcalis :

Être + 2NaOH + 2H 2 À PROPOS = N / A 2 +H 2

Be°-2=Être +2 | 1

Les métaux amphotères forment des oxydes amphotères et, par conséquent, des hydroxydes amphotères (réagissant avec des acides et des alcalis pour former des sels et de l'eau), par exemple :

ou sous forme ionique :

ou sous forme ionique :

Partie pratique

Expérience n°1.Interaction des métaux avec l'eau .

Prenez un petit morceau de métal alcalin ou alcalino-terreux (sodium, potassium, lithium, calcium) stocké dans un pot de kérosène, séchez-le soigneusement avec du papier filtre et ajoutez-le dans une tasse en porcelaine remplie d'eau. A la fin de l'expérience, ajoutez quelques gouttes de phénolphtaléine et déterminez le milieu de la solution obtenue.

Lorsque le magnésium réagit avec l'eau, chauffez le tube de réaction pendant un certain temps sur une lampe à alcool.

Expérience n°2.Interaction des métaux avec des acides dilués .

Verser 20 à 25 gouttes d'une solution 2N d'acide chlorhydrique, sulfurique et acides nitriques. Déposez des métaux sous forme de fils, de morceaux ou de copeaux dans chaque tube à essai. Observez les phénomènes qui se produisent. Chauffez les tubes à essai dans lesquels rien ne se passe dans une lampe à alcool jusqu'à ce que la réaction commence. Reniflez soigneusement le tube à essai contenant de l'acide nitrique pour déterminer le gaz libéré.

Expérience n°3.Interaction des métaux avec des acides concentrés .

Versez 20 à 25 gouttes d'acides nitrique et sulfurique concentrés (avec précaution !) dans deux tubes à essai, abaissez-y le métal et observez ce qui se passe. Si nécessaire, les tubes à essai peuvent être chauffés dans une lampe à alcool avant le début de la réaction. Pour déterminer les gaz libérés, reniflez soigneusement les tubes.

Expérience n°4.Interaction des métaux avec les alcalis .

Versez 20 à 30 gouttes d'une solution alcaline concentrée (KOH ou NaOH) dans un tube à essai et ajoutez le métal. Réchauffez légèrement le tube à essai. Observez ce qui se passe.

Expérience№5. Reçu et propriétés hydroxydes métalliques.

Versez 15 à 20 gouttes de sel du métal correspondant dans un tube à essai, ajoutez de l'alcali jusqu'à ce qu'un précipité se forme. Divisez les sédiments en deux parties. Versez une solution d'acide chlorhydrique dans une partie et une solution alcaline dans l'autre. Notez les observations, écrivez les équations sous forme moléculaire, ionique complète et ionique courte, et tirez des conclusions sur la nature de l'hydroxyde obtenu.

Conception des travaux et conclusions

Écrivez des équations d'équilibre électron-ion pour les réactions redox, écrivez des réactions d'échange d'ions sous des formes moléculaires et ion-moléculaires.

Dans vos conclusions, écrivez à quel groupe d'activités (1, 2 ou 3) appartient le métal que vous avez étudié et quelles propriétés - basiques ou amphotères - son hydroxyde présente. Justifiez vos conclusions.

Travail de laboratoire n°11