Métaux actifs. Métaux actifs La série de tensions électrochimiques des métaux est classée dans l'ordre

Les métaux qui réagissent facilement sont appelés métaux actifs. Ceux-ci incluent les alcalins, métaux alcalino-terreux et l'aluminium.

Position dans le tableau périodique

Les propriétés métalliques des éléments s'affaiblissent de gauche à droite dans tableau périodique Mendeleïev. Par conséquent, les éléments des groupes I et II sont considérés comme les plus actifs.

Riz. 1. Métaux actifs dans le tableau périodique.

Tous les métaux sont des agents réducteurs et se séparent facilement des électrons au niveau d'énergie externe. Les métaux actifs n'ont qu'un ou deux électrons de valence. Où propriétés métalliques s'intensifier de haut en bas avec un nombre croissant de niveaux d'énergie, car Plus un électron est éloigné du noyau d’un atome, plus il lui est facile de se séparer.

Les métaux alcalins sont considérés comme les plus actifs :

• lithium;
• sodium;
• potassium;
• rubidium;
• césium;
• Français

Les métaux alcalino-terreux comprennent :

• béryllium;
• magnésium;
• calcium;
• strontium;
• baryum;
• radium.

Le degré d'activité d'un métal peut être déterminé par la série électrochimique des tensions métalliques. Plus un élément se situe à gauche de l’hydrogène, plus il est actif. Les métaux à droite de l’hydrogène sont inactifs et ne peuvent réagir qu’avec des acides concentrés.

Riz. 2. Séries électrochimiques de tensions des métaux.

La liste des métaux actifs en chimie comprend également l'aluminium, situé dans le groupe III et à gauche de l'hydrogène. Cependant, l'aluminium se situe à la frontière des métaux actifs et moyennement actifs et ne réagit pas avec certaines substances lorsqu'ils sont utilisés. conditions normales.

Propriétés

Les métaux actifs sont mous (peuvent être coupés avec un couteau), légers et ont un point de fusion bas.

Basique Propriétés chimiques les métaux sont présentés dans le tableau.

Les métaux actifs réagissent facilement, c'est pourquoi dans la nature, ils ne se trouvent que dans des mélanges - minéraux, roches.

Riz. 3. Minéraux et métaux purs.

Qu'avons-nous appris ?

Les métaux actifs comprennent les éléments des groupes I et II - les métaux alcalins et alcalino-terreux, ainsi que l'aluminium. Leur activité est déterminée par la structure de l'atome : quelques électrons sont facilement séparés du niveau d'énergie externe. Ce sont des métaux doux et légers qui réagissent rapidement avec des substances simples et complexes, formant des oxydes, des hydroxydes et des sels. L'aluminium est plus proche de l'hydrogène et sa réaction avec des substances nécessite des conditions supplémentaires - températures élevées, destruction du film d'oxyde.

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Évaluation du rapport

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Quelles informations peuvent être obtenues à partir d’une série de tensions ?

Une gamme de tensions métalliques est largement utilisée dans chimie inorganique. En particulier, les résultats de nombreuses réactions et même la possibilité de leur mise en œuvre dépendent de la position d'un certain métal dans le NER. Discutons de cette question plus en détail.

Interaction des métaux avec les acides

Les métaux situés dans la série de tensions à gauche de l'hydrogène réagissent avec des acides - agents non oxydants. Les métaux situés dans le NER à droite de H n'interagissent qu'avec les acides oxydants (notamment avec HNO 3 et H 2 SO 4 concentré).

Exemple 1. Le zinc est situé dans le NER à gauche de l'hydrogène, il est donc capable de réagir avec presque tous les acides :

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

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

Exemple 2. Le cuivre est situé dans l'ERN à droite de H ; ce métal ne réagit pas avec les acides « ordinaires » (HCl, H 3 PO 4, HBr, acides organiques), mais il interagit avec les acides oxydants (nitrique, sulfurique concentré) :

Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

J'attire votre attention sur point important: lorsque les métaux interagissent avec des acides oxydants, ce n'est pas de l'hydrogène qui est libéré, mais quelques autres composés. Vous pouvez en savoir plus à ce sujet !

Interaction des métaux avec l'eau

Les métaux situés dans la série de tension à gauche de Mg réagissent facilement avec l'eau déjà à température ambiante, libérant de l'hydrogène et formant une solution alcaline.

Exemple 3. Le sodium, le potassium et le calcium se dissolvent facilement dans l'eau pour former une solution alcaline :

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Les métaux situés dans la plage de tension allant de l'hydrogène au magnésium (inclus) interagissent dans certains cas avec l'eau, mais les réactions nécessitent des conditions spécifiques. Par exemple, l'aluminium et le magnésium ne commencent à interagir avec H 2 O qu'après avoir retiré le film d'oxyde de la surface métallique. Le fer ne réagit pas avec l'eau à température ambiante, mais réagit avec la vapeur d'eau. Le cobalt, le nickel, l'étain et le plomb n'interagissent pratiquement pas avec H 2 O, non seulement à température ambiante, mais également lorsqu'ils sont chauffés.

Les métaux situés sur le côté droit de l'ERN (argent, or, platine) ne réagissent en aucun cas avec l'eau.

Interaction des métaux avec des solutions aqueuses de sels

Nous parlerons de réactions du type suivant :

métal (*) + sel métallique (**) = métal (**) + sel métallique (*)

Je tiens à souligner que les astérisques dans ce cas n'indiquent pas l'état d'oxydation ou la valence du métal, mais permettent simplement de distinguer le métal n°1 du métal n°2.

Pour réaliser une telle réaction, trois conditions doivent être réunies simultanément :

1. les sels impliqués dans le processus doivent être dissous dans l'eau (cela peut être facilement vérifié à l'aide du tableau de solubilité) ;
2. le métal (*) doit être dans la série de contraintes à gauche du métal (**) ;
3. le métal (*) ne doit pas réagir avec l'eau (ce qui est également facilement vérifié par ESI).

Exemple 4. Examinons quelques réactions :

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NON 3) 2 ≠

La première réaction est facilement réalisable, toutes les conditions ci-dessus sont remplies : le sulfate de cuivre est soluble dans l'eau, le zinc est dans le NER à gauche du cuivre, le Zn ne réagit pas avec l'eau.

La deuxième réaction est impossible car la première condition n’est pas remplie (le sulfure de cuivre (II) est pratiquement insoluble dans l’eau). La troisième réaction n'est pas réalisable, puisque le plomb est un métal moins actif que le fer (situé à droite dans l'ESR). Enfin, le quatrième processus n’entraînera PAS de précipitation de nickel car le potassium réagit avec l’eau ; l'hydroxyde de potassium résultant peut réagir avec la solution saline, mais il s'agit d'un processus complètement différent.

Processus de décomposition thermique des nitrates

Je vous rappelle que les nitrates sont des sels acide nitrique. Tous les nitrates se décomposent lorsqu'ils sont chauffés, mais la composition des produits de décomposition peut varier. La composition est déterminée par la position du métal dans la série de contraintes.

Les nitrates de métaux situés dans le NER à gauche du magnésium, lorsqu'ils sont chauffés, forment le nitrite et l'oxygène correspondants :

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Lors de la décomposition thermique des nitrates métalliques situés dans la plage de tension allant de Mg à Cu inclus, de l'oxyde métallique, du NO 2 et de l'oxygène se forment :

2Cu(NON 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

Enfin, lors de la décomposition des nitrates des métaux les moins actifs (situés dans l'ERN à droite du cuivre), du métal, du dioxyde d'azote et de l'oxygène se forment.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Plus un métal est situé à gauche dans la série de potentiels d'électrode standard, plus l'agent réducteur est fort ; l'agent réducteur le plus puissant est le lithium métallique, l'or est le plus faible et, à l'inverse, l'ion or (III) est l'ion oxydant le plus puissant. agent, le lithium (I) est le plus faible.

Chaque métal est capable de réduire des sels en solution les métaux qui se trouvent dans la série de contraintes qui le suit ; par exemple, le fer peut déplacer le cuivre des solutions de ses sels. Cependant, n’oubliez pas que les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent directement avec l’eau.

Les métaux situés dans la série de tensions à gauche de l'hydrogène sont capables de le déplacer des solutions d'acides dilués, tout en s'y dissolvant.

L'activité réductrice d'un métal ne correspond pas toujours à sa position dans le tableau périodique, car lors de la détermination de la place d'un métal dans une série, non seulement sa capacité à donner des électrons est prise en compte, mais aussi l'énergie dépensée pour la destruction du métal. le réseau cristallin du métal, ainsi que l'énergie dépensée pour l'hydratation des ions.

Interaction avec des substances simples

AVEC oxygène La plupart des métaux forment des oxydes - amphotères et basiques :

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

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

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

AVEC halogènes les métaux forment des sels d'acides halohydriques, par exemple,

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

AVEC hydrogène les métaux les plus actifs forment des hydrures ioniques - des substances semblables à du sel dans lesquelles l'hydrogène a un état d'oxydation de -1.

2Na + H2 = 2NaH.

AVEC gris les métaux forment des sulfures - sels d'acide sulfure d'hydrogène :

AVEC azote Certains métaux forment des nitrures ; la réaction se produit presque toujours lorsqu'ils sont chauffés :

3Mg + N2 = Mg3N2.

AVEC carbone des carbures se forment :

4Al + 3C = Al3C4.

AVEC phosphore – les phosphures :

3Ca + 2P = Ca3P2.

Les métaux peuvent interagir les uns avec les autres, formant composés intermétalliques :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu3Au.

Les métaux peuvent se dissoudre les uns dans les autres à des températures élevées sans réagir, formant alliages.

Alliages

Alliages sont appelés systèmes constitués de deux ou plusieurs métaux, ainsi que de métaux et de non-métaux, qui ont des propriétés caractéristiques inhérentes uniquement à l'état métallique.

Les propriétés des alliages sont très diverses et diffèrent des propriétés de leurs composants, par exemple, pour que l'or devienne plus dur et plus adapté à la fabrication de bijoux, on y ajoute de l'argent et un alliage contenant 40 % de cadmium et 60 % de bismuth. a un point de fusion de 144 °C, soit bien inférieur au point de fusion de ses composants (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Les types d'alliages suivants sont possibles :

Les métaux en fusion sont mélangés les uns aux autres dans n'importe quel rapport, se dissolvant indéfiniment les uns dans les autres, par exemple Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni et autres. Ces alliages sont de composition homogène, ont une résistance chimique élevée et conduisent le courant électrique ;

Les métaux redressés sont mélangés les uns aux autres dans n'importe quel rapport, mais lorsqu'ils sont refroidis, ils se séparent et une masse est obtenue, constituée de cristaux individuels de composants, par exemple Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb et autres.

Série d'activité électrochimique des métaux(une série de tensions, une série de potentiels d'électrodes standards) - une séquence dans laquelle les métaux sont disposés par ordre croissant de leurs potentiels électrochimiques standards φ 0, correspondant à la demi-réaction de réduction du cation métallique Me n+ : Me n+ + nē → Moi

Utilisation pratique de la série d'activités des métaux

Un certain nombre de tensions sont utilisées en pratique pour une évaluation comparative de l'activité chimique des métaux dans des réactions avec des solutions aqueuses de sels et d'acides et pour l'évaluation des processus cathodiques et anodiques lors de l'électrolyse :

• Les métaux à gauche de l'hydrogène sont des agents réducteurs plus puissants que les métaux à droite : ils déplacent ces derniers des solutions salines. Par exemple, l'interaction Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu n'est possible que dans le sens direct.
• Les métaux dans la rangée à gauche de l'hydrogène déplacent l'hydrogène lorsqu'ils interagissent avec des solutions aqueuses d'acides non oxydants ; les métaux les plus actifs (jusqu'à l'aluminium inclus) - et lors de l'interaction avec l'eau.
• Les métaux de la série à droite de l'hydrogène n'interagissent pas avec les solutions aqueuses d'acides non oxydants dans des conditions normales.
• Lors de l'électrolyse, les métaux à droite de l'hydrogène sont libérés à la cathode ; la réduction des métaux moyennement actifs s'accompagne de la libération d'hydrogène ; Les métaux les plus actifs (jusqu'à l'aluminium) ne peuvent pas être isolés des solutions aqueuses salines dans des conditions normales.

Les métaux alcalins sont considérés comme les plus actifs :

• lithium;
• sodium;
• potassium;
• rubidium;
• césium;
• Français

La différence de potentiel « substance d'électrode – solution » sert précisément de caractéristique quantitative de la capacité d'une substance (à la fois les métaux etnon-métaux) entrent en solution sous forme d'ions, c'est-à-dire personnagestabilité de la capacité OB de l'ion et de sa substance correspondante.

Cette différence de potentiel est appeléele potentiel de l'électrode.

Cependant, des méthodes directes pour mesurer ces différences potentiellesn'existe pas, nous avons donc convenu de les définir par rapport àélectrode dite à hydrogène standard, potentielal qui est conventionnellement pris nul (souvent aussi appeléélectrode de référence). Une électrode à hydrogène standard se compose deà partir d'une plaque de platine immergée dans une solution d'acide contenantconcentration en ions H + 1 mol/l et lavé par un courant de gazl'hydrogène à conditions standards.

L'émergence d'un potentiel sur une électrode à hydrogène standard peut être imaginée comme suit. L'hydrogène gazeux, adsorbé par le platine, passe à l'état atomique :

H22H.

Un état d'équilibre dynamique est réalisé entre l'hydrogène atomique formé à la surface de la plaque, les ions hydrogène dans la solution et le platine (les électrons !) :

HH + + e.

Le processus global est exprimé par l’équation :

H 2 2H + + 2e.

Le platine ne participe pas aux réactions redox Et processus actif, mais n'est qu'un porteur d'hydrogène atomique.

Si une plaque d'un certain métal, immergée dans une solution de son sel avec une concentration d'ions métalliques égale à 1 mol/l, est connectée à une électrode à hydrogène standard, on obtient une cellule galvanique. Force électromotrice cet élément(emf), mesuré à 25°C, caractérise le potentiel d'électrode standard du métal, généralement désigné par E 0 .

Par rapport au système H 2 /2H +, certaines substances se comporteront comme des agents oxydants, d'autres comme des agents réducteurs. Actuellement, des potentiels standards ont été obtenus pour presque tous les métaux et de nombreux non-métaux, qui caractérisent la capacité relative des agents réducteurs ou des agents oxydants à donner ou à capturer des électrons.

Les potentiels des électrodes qui agissent comme agents réducteurs par rapport à l'hydrogène ont un signe « - », et le signe « + » indique les potentiels des électrodes qui sont des agents oxydants.

Si nous classons les métaux par ordre croissant de leurs potentiels d'électrode standard, alors ce qu'on appelle série de tension électrochimique de métaux:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, N i, Sn, P b, H, Sb, B je, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.

Un certain nombre de contraintes caractérisent les propriétés chimiques des métaux.

1. Plus le potentiel d’électrode d’un métal est négatif, plus sa capacité réductrice est grande.

2. Chaque métal est capable de déplacer (réduire) des solutions salines les métaux qui se trouvent dans la série de contraintes métalliques qui le suivent. Les seules exceptions sont les métaux alcalins et alcalino-terreux, qui ne réduiront pas les ions d'autres métaux provenant des solutions de leurs sels. Cela est dû au fait que dans ces cas, les réactions des métaux avec l’eau se produisent plus rapidement.

3. Tous les métaux qui ont un potentiel d'électrode standard négatif, c'est-à-dire ceux situés dans la série de tension des métaux à gauche de l'hydrogène sont capables de le déplacer des solutions acides.

Il est à noter que la série présentée caractérise le comportement des métaux et de leurs sels uniquement dans solutions aqueuses, puisque les potentiels prennent en compte les particularités de l'interaction d'un ion particulier avec les molécules de solvant. C'est pourquoi la série électrochimique commence par le lithium, tandis que le rubidium et le potassium, plus chimiquement actifs, se situent à droite du lithium. Ceci est dû exclusivement haute énergie le processus d'hydratation des ions lithium par rapport aux ions d'autres métaux alcalins.

La valeur algébrique du potentiel redox standard caractérise l'activité oxydante de la forme oxydée correspondante. Ainsi, une comparaison des valeurs des potentiels redox standards permet de répondre à la question : est-ce que telle ou telle réaction redox se produit ?

Ainsi, toutes les demi-réactions d'oxydation des ions halogénures en halogènes libres

2 Cl – – 2 e = C l 2 E 0 = -1,36 V (1)

2 Br – -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

2I – -2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)

peut être mis en œuvre dans des conditions standards lors de l'utilisation de l'oxyde de plomb comme agent oxydant ( IV ) (E 0 = 1,46 V) ou du permanganate de potassium (E 0 = 1,52 V). Lors de l'utilisation de bichromate de potassium ( E 0 = 1,35 V), seules les réactions (2) et (3) peuvent être réalisées. Enfin, l'utilisation de l'acide nitrique comme agent oxydant ( E 0 = 0,96 V) ne permet qu'une demi-réaction impliquant des ions iodure (3).

Ainsi, le critère quantitatif pour évaluer la possibilité qu'une réaction redox particulière se produise est valeur positive différences dans les potentiels redox standards des demi-réactions d'oxydation et de réduction.