Наиболее химически активные металлы стоят в ряду активности до водорода, причем, чем левее расположен металл, тем он активнее. Металлы, занимающие в ряду активности, место после водорода считаются неактивными.
Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al2O3, которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот.
Ряд активности металлов в химии
Все металлы, в зависимости от их окислительно-восстановительной активности объединяют в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжения металлов (так как металлы в нем расположены в порядке увеличения стандартных электрохимических потенциалов) или рядом активности металлов:
Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Рt, Au
Алюминий
Алюминий относится к металлам p-семейства. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s23p1. В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».
Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:
- 2Al2O3 = 4Al + 3O2
Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na3[AlF6] и Al2O3. Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF3, CaF2 и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.
Алюминий способен взаимодействовать с водой после удаления с его поверхности оксидной пленки, взаимодействовать с простыми веществами (кислородом, галогенами, азотом, серой, углеродом), кислотами и основаниями:
- 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2↑
- 2Al +3/2O2 = Al2O3
- 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
- 2Al + N2 = 2AlN
- 2Al +3S = Al2S3
- 4Al + 3C = Al4C3
- 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
- 2Al +2NaOH +3H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
Кальций
В свободном виде Ca – серебристо-белый металл. При нахождении на воздухе мгновенно покрывается желтоватой пленкой, которая представляет собой продукты его взаимодействия с составными частями воздуха. Кальций – достаточно твердый металл, имеет кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку.
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 4s2. В своих соединениях кальций проявляет степень окисления равную «+2».
Кальций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:
- CaCl2 = Ca + Cl2↑
Кальций способен растворяются в воде с образованием гидроксидов, проявляющих сильные основные свойства (1), реагировать с кислородом (2), образуя оксиды, взаимодействовать с неметаллами (3 -8), растворяться в кислотах (9):
- Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2↑ (1)
- 2Ca + O2 = 2CaO (2)
- Ca + Br2 =CaBr2 (3)
- 3Ca + N2 = Ca3N2 (4)
- 2Ca + 2C = Ca2C2 (5)
- Ca +S = CaS (6)
- 2Ca + 2P = Ca3P2 (7)
- Ca + H2 = CaH2 (8)
- Ca + 2HCl = CaCl2 + H2↑ (9)
Железо и его соединения
Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – [Ar]3d 64s2. В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3».
Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид (II, III) Fe3O4:
- 3Fe + 4H2O(v) ↔ Fe3O4 + 4H2↑
На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавеет):
- 3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами, например, галогенами (1), растворяется в кислотах (2):
- 2Fe + Br2 = 2FeBr3 (при нагревании) (1)
- Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ (2)
Железо образует целый спектр соединений, поскольку проявляет несколько степеней окисления: гидроксид железа (II), гидроксид железа (III), соли, оксиды и т.д. Так, гидроксид железа (II) можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
- FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
Гидроксид железа (II) растворим в кислотах и окисляется до гидроксида железа (III) в присутствии кислорода.
Соли железа (II) проявляют свойства восстановителей и превращаются в соединения железа (III).
Оксид железа (III) нельзя получить по реакции горения железа в кислороде, для его получения необходимо сжигать сульфиды железа или прокаливать другие соли железа:
- 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 +8SO2↑
- 2FeSO4 = Fe2O3 + SO2↑ + 3H2O
Соединения железа (III) проявляют слабые окислительные свойства и способны вступать в ОВР с сильными восстановителями:
- 2FeCl3 + H2S = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Производство чугуна и стали
Стали и чугуны – сплавы железа с углеродом, причем содержание углерода в стали до 2%, а в чугуне 2-4%. Стали и чугуны содержат легирующие добавки: стали– Cr, V, Ni, а чугун – Si.
Выделяют различные типы сталей, так, по назначению выделяют конструкционные, нержавеющие, инструментальные, жаропрочные и криогенные стали. По химическому составу выделяют углеродистые (низко-, средне- и высокоуглеродистые) и легированные (низко-, средне- и высоколегированные). В зависимости от структуры выделяют аустенитные, ферритные, мартенситные, перлитные и бейнитные стали.
Стали нашли применение во многих отраслях народного хозяйства, таких как строительная, химическая, нефтехимическая, охрана окружающей среды, транспортная энергетическая и другие отрасли промышленности.
В зависимости от формы содержания углерода в чугуне — цементит или графит, а также их количества различают несколько типов чугуна: белый (светлый цвет излома из-за присутствия углерода в форме цементита), серый (серый цвет излома из-за присутствия углерода в форме графита), ковкий и жаропрочный. Чугуны очень хрупкие сплавы.
Области применения чугунов обширны – из чугуна изготавливают художественные украшения (ограды, ворота), корпусные детали, сантехническое оборудование, предметы быта (сковороды), его используют в автомобильной промышленности.
Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/9-klass/ryad-aktivnosti-metallov/
Загрузка...
