Non metalli in natura. In natura, ci sono non metalli nativi N2 e O2 (nell'aria), zolfo (nella crosta terrestre), ma più spesso in natura i non metalli sono in una forma chimicamente legata. Innanzitutto acqua e sali in essa disciolti, poi minerali e rocce (ad esempio silicati vari, alluminosilicati, fosfati, borati, solfati e carbonati). In termini di prevalenza nella crosta terrestre, i non metalli occupano una varietà di luoghi: dai tre elementi più comuni (O, Si, H) a quelli molto rari (As, Se, I, Te).

Grado di chimica 9

"Chimica dei non metalli" - Struttura chimica e proprietà dei metalli e dei non metalli. Allotropia del carbonio. La posizione dei metalli nel sistema periodico degli elementi chimici. Presentazione di una lezione di chimica per la classe 9. Non metalli in natura. Non metalli. fosforo rosso. Argomento: NON METALLI. Ossigeno. M. Allotropia. Proprietà fisiche dei non metalli. Diamante. I non metalli includono anche idrogeno H e gas inerti. Caratteristiche generali e proprietà dei non metalli.

"Non metalli" - SERIE ELETTRICA DEI NON METALLI. Silicio di carbonio solido. Cosa spiega la diversità dello stato aggregato dei non metalli. Reticolo) Fosforo rosso - fosforo bianco (struttura molecolare di P2 e P4). Pensi che ci siano più metalli o non metalli nella tabella? Test. Non metalli. Esempi: Diamante - grafite (cristallo. Insegnante di grado 9 di chimica Kuleshova S.E. Bromo liquido. Allotropia. Denominare i non metalli più attivi e forti. Ossigeno O2 e ozono O3. Stato aggregato. Ossigeno gassoso, idrogeno. Proprietà fisiche.

"Chimica dell'alogeno" - Il ruolo biologico del cloro. Risultati della ricerca. Gli enzimi diventano attivi in ​​un ambiente acido a 37-38 °C. I risultati della distribuzione dello studio in natura. Partecipa alla formazione di acido cloridrico, al metabolismo, alla costruzione dei tessuti. Conclusioni e Raccomandazioni. Il ruolo biologico del bromo. Dissoluzione del bromuro di sodio in acqua Precipitato giallo AgBr?. Obiettivi e obiettivi. Scoperta dei risultati della ricerca di alogeni. Prospettive di progetto. 2011, villaggio di Petropavlovskoye.

"Chimica degli alcadieni" - Alcadieni con doppi legami isolati. Ibridazione C-Sp3 dell'atomo centrale. Lezione di chimica in classe 9 Docente: Dvornichena L.V. Aggiornare le conoscenze precedentemente acquisite. Diagramma della struttura di Allene. Alcadieni: struttura, nomenclatura, omologhi, isomeria. Il gioco. L'atomo più esterno è l'ibridazione C-Sp2. Alcadieni con disposizione cumulata di doppi legami. Nomenclatura degli alcadieni. Alcadieni coniugati.

"Equilibrio chimico" - Compito 2: Scrivere le equazioni cinetiche per le reazioni chimiche. Irreversibile. Cambiamenti nelle velocità di reazione diretta e inversa nel processo di creazione dell'equilibrio chimico. equilibrio chimico. Vpr = Vrev. Compito 1: Scrivi i fattori che influenzano la velocità delle reazioni chimiche. Opzione hcl + O2?H2O + cl2. Reazioni chimiche. II opzione H2S + SO2 ? S + H2O. Reversibile.

"Caratteristiche dei metalli" - L'uso dei metalli nella vita umana. Proprietà dei metalli. Caratteristiche generali. Buona conducibilità elettrica. Caratteristiche generali dei metalli. Trovare metalli in natura. Varietà di metalli. Altri metalli si corrodono ma non arrugginiscono. I metalli sono uno dei fondamenti della civiltà sul pianeta Terra. Ruggine e corrosione dei metalli. Metalli. Contenuto dell'opera: Tra i medicinali contenenti metalli preziosi, i più comuni sono il lapislazzuli, il protargolo, ecc.

1. I metalli reagiscono con i non metalli.

2Me+ n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

I metalli alcalini, ad eccezione del litio, formano perossidi:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

2. I metalli che resistono all'idrogeno reagiscono con gli acidi (tranne conc. nitrico e solforico) con il rilascio di idrogeno

Io + HCl → sale + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. I metalli attivi reagiscono con l'acqua per formare alcali e rilasciare idrogeno.

2Me+ 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H2

Il prodotto dell'ossidazione del metallo è il suo idrossido - Me (OH) n (dove n è lo stato di ossidazione del metallo).

Per esempio:

Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2

4. I metalli ad attività intermedia reagiscono con l'acqua quando riscaldati per formare ossido di metallo e idrogeno.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Il prodotto di ossidazione in tali reazioni è l'ossido di metallo Me 2 O n (dove n è lo stato di ossidazione del metallo).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 FeO + 4H 2

5. I metalli che stanno dopo l'idrogeno non reagiscono con l'acqua e le soluzioni acide (eccetto per conc. nitrico e solforico)

6. I metalli più attivi spostano quelli meno attivi dalle soluzioni dei loro sali.

CuSO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu

Metalli attivi: zinco e ferro hanno sostituito il rame nel solfato e hanno formato sali. Zinco e ferro vengono ossidati e il rame viene ripristinato.

7. Gli alogeni reagiscono con acqua e soluzione alcalina.

Il fluoro, a differenza di altri alogeni, ossida l'acqua:

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

al freddo: Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2OCl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O si formano cloruro e ipoclorito

riscaldamento: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O forma loride e clorato

8 Gli alogeni attivi (eccetto il fluoro) spostano gli alogeni meno attivi dalle soluzioni dei loro sali.

9. Gli alogeni non reagiscono con l'ossigeno.

10. I metalli anfoteri (Al, Be, Zn) reagiscono con soluzioni di alcali e acidi.

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

11. Il magnesio reagisce con l'anidride carbonica e l'ossido di silicio.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. I metalli alcalini (tranne il litio) formano perossidi con l'ossigeno.

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

3. Classificazione dei composti inorganici

Sostanze semplici - sostanze le cui molecole sono costituite da atomi dello stesso tipo (atomi dello stesso elemento). Nelle reazioni chimiche, non possono decomporsi per formare altre sostanze.

Sostanze complesse (o composti chimici) - sostanze le cui molecole sono costituite da atomi di diverso tipo (atomi di vari elementi chimici). Nelle reazioni chimiche, si decompongono per formare diverse altre sostanze.

Le sostanze semplici sono divise in due grandi gruppi: metalli e non metalli.

Metalli - un gruppo di elementi con proprietà metalliche caratteristiche: i solidi (ad eccezione del mercurio) hanno una lucentezza metallica, sono buoni conduttori di calore ed elettricità, malleabili (ferro (Fe), rame (Cu), alluminio (Al), mercurio ( Hg), oro (Au), argento (Ag), ecc.).

non metalli - un gruppo di elementi: sostanze solide, liquide (bromo) e gassose che non hanno lucentezza metallica, sono isolanti, fragili.

E le sostanze complesse, a loro volta, sono divise in quattro gruppi, o classi: ossidi, basi, acidi e sali.

ossidi - si tratta di sostanze complesse, la cui composizione delle molecole comprende atomi di ossigeno e qualche altra sostanza.

Fondamenti - Si tratta di sostanze complesse in cui gli atomi di metallo sono collegati a uno o più gruppi ossidrile.

Dal punto di vista della teoria della dissociazione elettrolitica, le basi sono sostanze complesse, la cui dissociazione in una soluzione acquosa produce cationi metallici (o NH4 +) e idrossido - anioni OH-.

acidi - si tratta di sostanze complesse le cui molecole includono atomi di idrogeno che possono essere sostituiti o scambiati con atomi di metallo.

sale - Si tratta di sostanze complesse, le cui molecole sono costituite da atomi di metallo e residui acidi. Il sale è un prodotto della sostituzione parziale o completa degli atomi di idrogeno di un acido con un metallo.

TEMA

METALLI

NON METALLI

METALLI

La struttura degli atomi di metallo. La posizione dei metalli nel sistema periodico. Gruppi di metallo.

Attualmente sono noti 107 elementi chimici, la maggior parte dei quali sono metalli. Questi ultimi sono molto comuni in natura e si trovano sotto forma di vari composti nelle viscere della terra, nelle acque di fiumi, laghi, mari, oceani, nella composizione dei corpi di animali, piante e persino nell'atmosfera.

Nelle loro proprietà, i metalli differiscono nettamente dai non metalli. Per la prima volta, questa differenza tra metalli e non metalli è stata determinata da M. V. Lomonosov. "Metalli", scrisse, "corpi solidi, malleabili, lucenti".

Classificando questo o quell'elemento come metallo, intendiamo che possiede un certo insieme di proprietà:

1. Struttura cristallina densa.

2. Caratteristica lucentezza metallica.

3. Elevata conducibilità termica e conducibilità elettrica.

4. Diminuzione della conducibilità elettrica all'aumentare della temperatura.

5. Bassi valori del potenziale di ionizzazione, ad es. la capacità di donare facilmente elettroni.

6. Malleabilità e duttilità.

7. Capacità di formare leghe.

Tutti i metalli e le leghe attualmente utilizzati nella tecnologia possono essere suddivisi in due gruppi principali. Il primo di questi include metalli ferrosi - ferro e tutte le sue leghe, di cui è la parte principale. Queste leghe sono ghise e acciai. In ingegneria vengono spesso utilizzati i cosiddetti acciai legati. Questi includono acciai contenenti cromo, nichel, tungsteno, molibdeno, vanadio, cobalto, titanio e altri metalli. A volte gli acciai legati includono 5-6 metalli diversi. Vari acciai pregiati si ottengono legando, che in alcuni casi hanno una maggiore resistenza, in altri - elevata resistenza all'abrasione, in altri - resistenza alla corrosione, ad es. capacità di non essere distrutto sotto l'influenza dell'ambiente esterno.

Il secondo gruppo comprende i metalli non ferrosi e le loro leghe. Hanno questo nome perché hanno un colore diverso. Ad esempio, il rame è rosso chiaro, il nichel, lo stagno, l'argento è bianco, il piombo è bianco bluastro e l'oro è giallo. Tra le leghe, hanno trovato grande applicazione nella pratica: il bronzo è una lega di rame con stagno e altri metalli, l'ottone è una lega di rame con zinco, babbit è una lega di stagno con antimonio e rame, ecc.

Questa divisione in metalli ferrosi e non ferrosi è condizionale.

Insieme ai metalli ferrosi e non ferrosi, esiste anche un gruppo di metalli nobili: argento, oro, platino, rutenio e alcuni altri. Sono così chiamati perché praticamente non si ossidano nell'aria anche a temperature elevate e non vengono distrutti dall'azione di soluzioni acide e alcaline su di essi.

Proprietà fisiche dei metalli.

Dall'esterno, i metalli, come sapete, sono caratterizzati principalmente da una speciale lucentezza "metallica", dovuta alla loro capacità di riflettere fortemente i raggi di luce. Tuttavia, questa brillantezza si osserva solitamente solo quando il metallo forma una massa compatta continua. È vero che il magnesio e l'alluminio mantengono la loro brillantezza anche quando vengono polverizzati, ma la maggior parte dei metalli, quando sono finemente divisi, sono di colore nero o grigio scuro. Quindi i metalli tipici hanno un'elevata conduttività termica ed elettrica e in termini di capacità di condurre calore e corrente sono nello stesso ordine: i migliori conduttori sono argento e rame, i peggiori sono piombo e mercurio. Con un aumento della temperatura, la conduttività elettrica diminuisce e con una diminuzione della temperatura, al contrario, aumenta.

Una proprietà molto importante dei metalli è la loro relativamente facile deformabilità meccanica. I metalli sono duttili, sono ben forgiati, trafilati in filo, arrotolati in fogli, ecc.

Le proprietà fisiche caratteristiche dei metalli sono legate alle peculiarità della loro struttura interna. Secondo le opinioni moderne, i cristalli di metallo sono costituiti da ioni caricati positivamente ed elettroni liberi separati dagli atomi corrispondenti. L'intero cristallo può essere immaginato come un reticolo spaziale, i cui nodi sono occupati da ioni, e negli spazi tra gli ioni ci sono elettroni facilmente mobili. Questi elettroni si spostano costantemente da un atomo all'altro e ruotano attorno al nucleo dell'uno o dell'altro atomo. Poiché gli elettroni non sono legati a determinati ioni, già sotto l'influenza di una piccola differenza di potenziale, iniziano a muoversi in una certa direzione, cioè si verifica una corrente elettrica.

La presenza di elettroni liberi è anche responsabile dell'elevata conducibilità termica dei metalli. Essendo in continuo movimento, gli elettroni si scontrano costantemente con gli ioni e scambiano energia con loro. Pertanto, le vibrazioni degli ioni, che si sono intensificate in una data parte del metallo a causa del riscaldamento, vengono immediatamente trasferite agli ioni vicini, da questi al successivo, ecc., e lo stato termico del metallo si equalizza rapidamente; l'intera massa di metallo ha la stessa temperatura.

Per densità, i metalli sono suddivisi condizionatamente in due grandi gruppi: metalli leggeri, la cui densità non è superiore a 5 g / cm 3 e metalli pesanti - tutto il resto. La densità, così come i punti di fusione di alcuni metalli, sono riportati nella tabella n. 1.

Tabella 1

Densità e punto di fusione di alcuni metalli.

Le particelle di metalli allo stato solido e liquido sono collegate da un tipo speciale di legame chimico, il cosiddetto legame metallico. È determinato dalla presenza simultanea di ordinari legami covalenti tra atomi neutri e dall'attrazione coulombiana tra ioni ed elettroni liberi. Pertanto, il legame metallico non è una proprietà delle singole particelle, ma dei loro aggregati.

Proprietà chimiche dei metalli.

La principale proprietà chimica dei metalli è la capacità dei loro atomi di donare facilmente i loro elettroni di valenza e trasformarsi in ioni carichi positivamente. I metalli tipici non accettano mai gli elettroni; i loro ioni sono sempre carichi positivamente.

Donando facilmente i loro elettroni di valenza durante le reazioni chimiche, i metalli tipici sono agenti riducenti energetici.

La capacità di donare elettroni si manifesta nei singoli metalli non nella stessa misura. Più facilmente un metallo cede i suoi elettroni, più è attivo, più energicamente interagisce con altre sostanze.

Immergi un pezzo di zinco in una soluzione di sale di piombo. Lo zinco inizia a dissolversi e il piombo viene rilasciato dalla soluzione. La reazione è espressa dall'equazione:

Zn + Pb(NO 3) 2 = Pb + Zn(NO 3) 2

Dall'equazione segue che questa reazione è una tipica reazione redox. La sua essenza si riduce al fatto che gli atomi di zinco donano i loro elettroni di valenza agli ioni di piombo bivalenti, trasformandosi così in ioni di zinco, e gli ioni di piombo vengono ridotti e rilasciati sotto forma di piombo metallico. Se fai il contrario, cioè immergi un pezzo di piombo in una soluzione di sale di zinco, non si verificherà alcuna reazione. Ciò dimostra che lo zinco è più attivo del piombo, che i suoi atomi donano più facilmente e che gli ioni sono più difficili da accettare elettroni rispetto agli atomi e agli ioni di piombo.

Lo spostamento di alcuni metalli dai loro composti ad altri metalli è stato studiato in dettaglio per la prima volta dallo scienziato russo Beketov, che ha disposto i metalli in base alla loro attività chimica decrescente nelle cosiddette "serie di spostamenti". Attualmente, la serie di spostamenti di Beketov è chiamata serie di sollecitazioni.

La tabella n. 2 presenta i valori dei potenziali degli elettrodi standard di alcuni metalli. Il simbolo Me + /Me denota il metallo Me immerso in una soluzione del suo sale. I potenziali standard degli elettrodi che agiscono come agenti riducenti rispetto all'idrogeno hanno un segno "-" e il segno "+" indica i potenziali standard degli elettrodi che sono agenti ossidanti.

Tabella numero 2

Potenziali elettrodi standard dei metalli.

I metalli, disposti in ordine crescente rispetto ai potenziali elettrodi standard, formano una serie elettrochimica di tensioni metalliche: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Una serie di sollecitazioni caratterizzano le proprietà chimiche dei metalli:

1. Minore è il potenziale dell'elettrodo del metallo, maggiore è la sua capacità di riduzione.

2. Ogni metallo è in grado di spostare (ripristinare) dalle soluzioni saline quei metalli che si trovano nella serie di tensioni successive.

3. Tutti i metalli che hanno un potenziale elettrodo standard negativo, cioè quelli che si trovano in una serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno, sono in grado di spostarlo dalle soluzioni acide.

Va notato che la serie presentata caratterizza il comportamento dei metalli e dei loro sali solo in soluzioni acquose ea temperatura ambiente. Inoltre, va tenuto presente che l'elevata attività elettrochimica dei metalli non sempre significa la sua elevata attività chimica. Ad esempio, una serie di tensioni inizia con il litio, mentre il rubidio e il potassio, che sono chimicamente più attivi, si trovano a destra del litio. Ciò è dovuto all'energia eccezionalmente elevata del processo di idratazione degli ioni di litio rispetto ad altri ioni di metalli alcalini.

Corrosione dei metalli.

Quasi tutti i metalli, venendo a contatto con il mezzo gassoso o liquido circostante, subiscono più o meno rapidamente distruzione dalla superficie. La ragione è l'interazione chimica dei metalli con i gas nell'aria, così come l'acqua e le sostanze disciolte in essa.

Qualsiasi processo di distruzione chimica dei metalli sotto l'influenza dell'ambiente è chiamato corrosione.

La corrosione si verifica più facilmente quando i metalli entrano in contatto con i gas. Sulla superficie del metallo si formano composti corrispondenti: ossidi, composti solforati, sali basici dell'acido carbonico, che spesso ricoprono la superficie con uno strato denso che protegge il metallo dall'ulteriore esposizione agli stessi gas.

La situazione è diversa quando il metallo entra in contatto con un mezzo liquido: acqua e sostanze disciolte in esso. I composti risultanti possono dissolversi, in modo che la corrosione si diffonda ulteriormente nel metallo. Inoltre, l'acqua contenente sostanze disciolte è un conduttore di corrente elettrica, a seguito della quale si verificano costantemente processi elettrochimici, che sono uno dei principali fattori che causano e accelerano la corrosione.

I metalli puri nella maggior parte dei casi difficilmente si corrodono. Anche un metallo come il ferro, in una forma completamente pura, quasi non arrugginisce. Ma i normali metalli tecnici contengono sempre varie impurità, che creano condizioni favorevoli per la corrosione.

Il danno causato dalla corrosione dei metalli è enorme. È stato calcolato, ad esempio, che a causa della corrosione, una tale quantità di acciaio perisce annualmente, che è pari a circa un quarto dell'intera produzione mondiale di acciaio all'anno. Pertanto, molta attenzione è rivolta allo studio dei processi di corrosione e alla ricerca dei mezzi migliori per prevenirla.

I metodi di controllo della corrosione sono estremamente diversi. Il più semplice di questi è proteggere la superficie metallica dal contatto diretto con l'ambiente rivestendola con pittura ad olio, vernice, smalto o, infine, un sottile strato di un altro metallo. Di particolare interesse da un punto di vista teorico è il rivestimento di un metallo con un altro.

Questi includono: rivestimento catodico, quando il metallo di protezione si trova in una serie di tensioni a destra di quello di protezione (un tipico esempio è l'acciaio stagnato, cioè stagnato); rivestimento anodico, come l'acciaio zincato.

Per proteggersi dalla corrosione, si consiglia di ricoprire la superficie metallica con uno strato di metallo più attivo rispetto a uno strato di metallo meno attivo. Tuttavia, altre considerazioni spesso impongono l'uso di rivestimenti di metalli meno attivi.

In pratica, il più delle volte è necessario adottare misure per proteggere l'acciaio in quanto metallo particolarmente suscettibile alla corrosione. Oltre allo zinco, tra i metalli più attivi, a questo scopo viene talvolta utilizzato il cadmio, che agisce come lo zinco. Tra i metalli meno attivi, stagno, rame e nichel sono più spesso usati per rivestire l'acciaio.

I prodotti in acciaio nichelato hanno un bell'aspetto, il che spiega l'uso diffuso della nichelatura. Quando lo strato di nichel è danneggiato, la corrosione è meno intensa rispetto a quando lo strato di rame (o stagno) è danneggiato, poiché la differenza di potenziale per una coppia nichel-ferro è molto inferiore rispetto a una coppia rame-ferro.

Tra gli altri modi per combattere la corrosione, esiste un altro metodo di protezione, che consiste nel fatto che l'oggetto metallico protetto viene portato a contatto con un'ampia superficie di un metallo più attivo. Pertanto, le lastre di zinco vengono introdotte nelle caldaie a vapore, che sono a contatto con le pareti della caldaia e formano con esse una coppia galvanica.

Il concetto di leghe.

Una caratteristica dei metalli è la loro capacità di formare leghe tra loro o con non metalli. Per ottenere una lega, una miscela di metalli viene solitamente sottoposta a fusione e quindi raffreddata a velocità diverse, determinata dalla natura dei componenti e dal cambiamento nella natura della loro interazione a seconda della temperatura. A volte le leghe si ottengono sinterizzando polveri metalliche sottili senza ricorrere alla fusione (metallurgia delle polveri). Quindi le leghe sono prodotti dell'interazione chimica dei metalli.

La struttura cristallina delle leghe è per molti versi simile ai metalli puri, i quali, interagendo tra loro durante la fusione e la successiva cristallizzazione, formano: a) composti chimici detti intermetallici; b) soluzioni solide; c) una miscela meccanica di cristalli componenti.

Questo o quel tipo di interazione è determinato dal rapporto tra l'energia di interazione di particelle eterogenee e omogenee del sistema, ovvero il rapporto tra le energie di interazione degli atomi nei metalli puri e nelle leghe.

La tecnologia moderna utilizza un numero enorme di leghe e nella stragrande maggioranza dei casi non sono costituite da due, ma da tre, quattro o più metalli. È interessante notare che le proprietà delle leghe spesso differiscono nettamente dalle proprietà dei singoli metalli con cui sono formate. Quindi, una lega contenente il 50% di bismuto, il 25% di piombo, il 12,5% di stagno e il 12,5% di cadmio fonde a soli 60,5 gradi Celsius, mentre i componenti della lega hanno punti di fusione rispettivamente di 271, 327, 232. 321 gradi Celsius . La durezza del bronzo allo stagno (90% di rame e 10% di stagno) è tre volte quella del rame puro e il coefficiente di espansione lineare delle leghe di ferro e nichel è 10 volte inferiore a quello dei componenti puri.

Tuttavia, alcune impurità degradano la qualità dei metalli e delle leghe. È noto, ad esempio, che la ghisa (una lega di ferro e carbonio) non ha la resistenza e la durezza tipiche dell'acciaio. Oltre al carbonio, le proprietà dell'acciaio sono influenzate dall'aggiunta di zolfo e fosforo, che ne aumentano la fragilità.

Tra le proprietà delle leghe, le più importanti per l'uso pratico sono la resistenza al calore, la resistenza alla corrosione, la resistenza meccanica, ecc. Per l'aviazione, le leghe leggere a base di magnesio, titanio o alluminio sono di grande importanza, per l'industria della lavorazione dei metalli: leghe speciali contenenti tungsteno , cobalto, nichel. Nella tecnologia elettronica vengono utilizzate leghe, il cui componente principale è il rame. I magneti per impieghi gravosi sono stati ottenuti utilizzando i prodotti dell'interazione di cobalto, samario e altri elementi di terre rare e leghe superconduttive a basse temperature, a base di composti intermetallici formati da niobio con stagno, ecc.

Metodi per ottenere metalli.

La stragrande maggioranza dei metalli si trova in natura sotto forma di composti con altri elementi.

Solo pochi metalli si trovano allo stato libero e quindi sono chiamati nativi. Oro e platino si trovano quasi esclusivamente in forma nativa, argento e rame - in parte in forma nativa; a volte ci sono anche mercurio, stagno e altri metalli nativi.

L'estrazione dell'oro e del platino si effettua o separandoli meccanicamente dalla roccia in cui sono racchiusi, ad esempio mediante lavaggio con acqua, oppure estraendoli dalla roccia con vari reagenti, seguita dalla separazione del metallo dalla soluzione. Tutti gli altri metalli vengono estratti dalla lavorazione chimica dei loro composti naturali.

I minerali e le rocce contenenti composti metallici e adatti alla produzione di questi metalli in modo industriale sono chiamati minerali. I minerali principali sono ossidi, solfuri e carbonati di metalli.

Il metodo più importante per ottenere metalli dai minerali si basa sulla riduzione dei loro ossidi con il carbone.

Se, ad esempio, il minerale di rame rosso (curite) Cu 2 O viene miscelato con carbone e soggetto a una forte incandescenza, il carbone, riducendo il rame, si trasformerà in monossido di carbonio (II) e il rame verrà rilasciato allo stato fuso:

Cu 2 O + C \u003d 2 Cu + CO

In modo simile, la ghisa viene fusa dai minerali di ferro, lo stagno viene ottenuto dalla pietra di stagno SnO 2 e altri metalli vengono ridotti dagli ossidi.

Durante la lavorazione dei minerali di zolfo, i composti di zolfo vengono prima convertiti in composti di ossigeno mediante cottura in forni speciali, quindi gli ossidi risultanti vengono ridotti con il carbone. Per esempio:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

ZnO + C = Zn + CO

Nei casi in cui il minerale è un sale di acido carbonico, può essere ridotto direttamente dal carbone, così come dagli ossidi, poiché quando riscaldati, i carbonati si decompongono in ossido di metallo e anidride carbonica. Per esempio:

ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2

Di solito, i minerali, oltre al composto chimico di questo metallo, contengono molte più impurità sotto forma di sabbia, argilla, calcare, che sono molto difficili da sciogliere. Per facilitare la fusione del metallo, al minerale vengono aggiunte varie sostanze che formano composti a basso punto di fusione con impurità - scorie. Tali sostanze sono chiamate flussi. Se la miscela è costituita da calcare, la sabbia viene utilizzata come flusso, che forma silicato di calcio con calcare. Al contrario, nel caso di una grande quantità di sabbia, il calcare funge da flusso.

In molti minerali, la quantità di impurità (roccia di scarto) è così elevata che la fusione diretta dei metalli da questi minerali non è economicamente redditizia. Tali minerali sono pre-arricchiti, cioè parte delle impurità vengono rimosse da essi. Particolarmente diffuso è il metodo di flottazione della medicazione del minerale (flottazione), basato sulla diversa bagnabilità del minerale puro e della roccia di scarto.

La tecnica del metodo di flottazione è molto semplice e sostanzialmente si riduce a quanto segue. Il minerale, costituito, ad esempio, da metallo solforoso e roccia di scarto silicato, viene finemente macinato e versato in grandi vasche d'acqua. All'acqua viene aggiunta una sostanza organica a bassa polarità, che contribuisce alla formazione di una schiuma stabile quando l'acqua viene agitata, e una piccola quantità di un reagente speciale, il cosiddetto "collettore", che viene ben assorbito dall'acqua superficie del minerale da galleggiare e lo rende incapace di essere bagnato dall'acqua. Successivamente, un forte flusso d'aria viene fatto passare attraverso la miscela dal basso, mescolando il minerale con acqua e sostanze aggiunte, e le bolle d'aria sono circondate da sottili film d'olio e formano schiuma. Nel processo di miscelazione, le particelle del minerale galleggiante vengono ricoperte da uno strato di molecole di collettore adsorbite, si attaccano alle bolle dell'aria soffiata, salgono con esse verso l'alto e rimangono nella schiuma; particelle di roccia di scarto, bagnate dall'acqua, si depositano sul fondo. La schiuma viene raccolta e spremuta, ottenendo un minerale con un contenuto di metallo significativamente più elevato.

Per ripristinare alcuni metalli dai loro ossidi, al posto del carbone vengono utilizzati idrogeno, silicio, alluminio, magnesio e altri elementi.

Il processo di riduzione di un metallo dal suo ossido con l'aiuto di un altro metallo è chiamato metallotermia. Se, in particolare, l'alluminio viene utilizzato come agente riducente, il processo viene chiamato alluminotermia.

L'elettrolisi è anche un metodo molto importante per ottenere metalli. Alcuni dei metalli più attivi si ottengono esclusivamente per elettrolisi, poiché tutti gli altri mezzi non sono sufficientemente energetici per ridurre i loro ioni.

NON METALLI

La posizione degli elementi non metallici nel sistema periodico degli elementi chimici. Trovare in natura. Proprietà chimiche e fisiche generali.

Ci sono relativamente pochi elementi non metallici rispetto agli elementi metallici. La loro collocazione nel sistema periodico degli elementi chimici D.I. Mendeleev si riflette nella tabella n. 1.

Tabella numero 1.

Come si può vedere dalla tabella n. 1, gli elementi non metallici si trovano principalmente nella parte in alto a destra della tavola periodica. Poiché nei periodi da sinistra a destra le cariche dei nuclei degli atomi degli elementi aumentano e i raggi atomici diminuiscono, e nei gruppi dall'alto verso il basso aumentano anche i raggi atomici, è chiaro perché gli elettroni esterni attraggono i non -atomo di metallo più forte degli atomi di metallo. A questo proposito, i non metalli sono dominati dalle proprietà ossidanti. Proprietà ossidanti particolarmente forti, ad es. la capacità di attaccare gli elettroni è mostrata dai non metalli che si trovano nel 2° e 3° periodo dei gruppi VI-VII. Il fluoro è l'agente ossidante più forte. In accordo con i valori numerici dell'elettronegatività relativa, le capacità ossidanti dei non metalli aumentano nel seguente ordine:

Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Di conseguenza, il fluoro interagisce in modo più vigoroso con l'idrogeno e i metalli:

H3 + F2  2HF

L'ossigeno reagisce meno vigorosamente:

2H3 +O2  2H3 О

Il fluoro è il non metallo più tipico, che non ha proprietà riducenti, cioè la capacità di donare elettroni nelle reazioni chimiche.

L'ossigeno, a giudicare dai suoi composti con il fluoro, può anche presentare uno stato di ossidazione positivo, cioè essere un restauratore.

Tutti gli altri non metalli mostrano proprietà riducenti. Inoltre, queste proprietà aumentano gradualmente dall'ossigeno al silicio: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si. Quindi, ad esempio, il cloro non si combina direttamente con l'ossigeno, ma i suoi ossidi possono essere ottenuti indirettamente (Cl2O, ClO2, Cl2O2), in cui il cloro mostra uno stato di ossidazione positivo. L'azoto ad alte temperature si combina direttamente con l'ossigeno e, quindi, mostra proprietà riducenti. Lo zolfo reagisce ancora più facilmente con l'ossigeno: presenta inoltre proprietà ossidanti.

Passiamo alla considerazione della struttura delle molecole non metalliche. I non metalli formano molecole sia monoatomiche che biatomiche.

I non metalli monoatomici includono gas inerti che praticamente non reagiscono nemmeno con le sostanze più attive. I gas inerti si trovano nel Gruppo VIII della Tavola Periodica e le formule chimiche delle corrispondenti sostanze semplici sono le seguenti: He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn.

Alcuni non metalli formano molecole biatomiche. Questi sono H3, F2, Cl2, Br2, I2 (elementi del gruppo VII della tavola periodica), nonché ossigeno O2 e azoto N2. Il gas ozono (O3) è costituito da molecole triatomiche.

Per le sostanze non metalliche allo stato solido, è abbastanza difficile creare una formula chimica. Gli atomi di carbonio nella grafite sono collegati tra loro in vari modi. È difficile isolare una singola molecola nelle strutture date. Quando si scrivono le formule chimiche di tali sostanze, come nel caso dei metalli, si introduce il presupposto che tali sostanze siano costituite solo da atomi. Le formule chimiche, in questo caso, sono scritte senza indici: C, Si, S, ecc.

Sostanze così semplici come l'ozono e l'ossigeno, che hanno la stessa composizione qualitativa (entrambe sono costituite dallo stesso elemento - ossigeno), ma differiscono per il numero di atomi nella molecola, hanno proprietà diverse. Quindi, l'ossigeno non ha odore, mentre l'ozono ha un odore pungente che sentiamo durante un temporale. Le proprietà dei non metalli solidi, grafite e diamante, che hanno anche la stessa composizione qualitativa ma struttura diversa, differiscono notevolmente (la grafite è fragile, il diamante è duro). Pertanto, le proprietà di una sostanza sono determinate non solo dalla sua composizione qualitativa, ma anche da quanti atomi sono contenuti in una molecola di sostanza e da come sono interconnessi.

I non metalli sotto forma di corpi semplici sono allo stato solido o gassoso (escluso bromo - liquido). Non hanno le proprietà fisiche dei metalli. I non metalli solidi non hanno la brillantezza caratteristica dei metalli, di solito sono fragili, conducono male l'elettricità e il calore (ad eccezione della grafite).

Proprietà chimiche generali dei non metalli.

Gli ossidi non metallici sono classificati come ossidi acidi, che corrispondono agli acidi. Con l'idrogeno, i non metalli formano composti gassosi (ad esempio HCl, H3S, NH4). Le soluzioni acquose di alcuni di essi (ad esempio gli alogenuri di idrogeno) sono acidi forti. Con i metalli, i tipici non metalli danno composti con legami ionici (es. NaCl). I non metalli possono, in determinate condizioni, reagire tra loro, formando composti con legami polari covalenti (H3O, HCl) e non polari (CO2).

I non metalli formano composti volatili con l'idrogeno, come acido fluoridrico HF, acido solfidrico H3S, ammoniaca NH4, metano CH5. Quando disciolti in acqua, i composti di idrogeno di alogeni, zolfo, selenio e tellurio formano acidi della stessa formula dei composti di idrogeno stessi: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H3S, H3Se, H3Te.

Quando l'ammoniaca viene disciolta in acqua, si forma acqua di ammoniaca, solitamente indicata dalla formula NH5OH e chiamata idrossido di ammonio. È anche indicato dalla formula NH4 H3O ed è chiamato ammoniaca idrato.

Con l'ossigeno, i non metalli formano ossidi acidi. In alcuni ossidi presentano uno stato di ossidazione massimo pari al numero del gruppo (ad esempio SO2, N2O5), mentre in altri uno stato inferiore (ad esempio SO2, N2O3). Gli ossidi acidi corrispondono agli acidi e dei due acidi ossigenati di un non metallo, quello in cui presenta un grado di ossidazione più elevato è più forte. Ad esempio, l'acido nitrico HNO3 è più forte dell'HNO2 nitroso e l'acido solforico H3SO4 è più forte dell'H3SO3 solforoso.

La struttura e le proprietà delle sostanze semplici - non metalli.

I non metalli più tipici hanno una struttura molecolare, mentre quelli meno tipici hanno una struttura non molecolare. Questo spiega la differenza nelle loro proprietà. Questo è chiaramente mostrato nella Figura 2.

Tabella numero 2

Il boro cristallino B (come il silicio cristallino) ha un punto di fusione molto alto (2075°C) e un'elevata durezza. La conduttività elettrica del boro aumenta notevolmente con l'aumento della temperatura, il che rende possibile un ampio utilizzo nella tecnologia dei semiconduttori. L'aggiunta di boro all'acciaio e alle leghe di alluminio, rame, nichel, ecc. ne migliora le proprietà meccaniche.

I boruri (composti di boro con alcuni metalli, come il titanio: TiB, TiB2) sono necessari nella fabbricazione di parti di motori a reazione, pale di turbine a gas.

Come si può vedere dallo schema n. 2, il carbonio C, il silicio Si, il boro B hanno una struttura simile e hanno alcune proprietà comuni. Come sostanze semplici, si presentano in due modificazioni: cristallina e amorfa. Le modificazioni cristalline di questi elementi sono molto dure, con punti di fusione elevati. Il silicio cristallino ha proprietà di semiconduttore.

Tutti questi elementi formano composti con metalli: carburi, siliciuri e boruri (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Alcuni di loro hanno una durezza maggiore, come Fe3C, TiB. Il carburo di calcio viene utilizzato per produrre acetilene.

Se confrontiamo la disposizione degli elettroni negli orbitali f atomi di fluoro, cloro e altri alogeni, possiamo anche giudicare le loro proprietà distintive. L'atomo di fluoro non ha orbitali liberi. Pertanto, gli atomi di fluoro possono mostrare solo valenza I e stato di ossidazione - 1. Negli atomi di altri alogeni, ad esempio nell'atomo di cloro, ci sono orbitali d liberi allo stesso livello di energia. A causa di ciò, la degradazione degli elettroni può avvenire in tre modi diversi.

Nel primo caso, il cloro può mostrare uno stato di ossidazione di +3 e formare acido cloridrico HClO2, che corrisponde ai sali - cloriti, ad esempio clorito di potassio KClO2.

Nel secondo caso, il cloro può formare composti in cui lo stato di ossidazione del cloro è +5. Tali composti includono acido cloronico HClO3 e suoi sali - clorati, ad esempio clorato di potassio KClO3 (sale di Bertolet).

Nel terzo caso, il cloro mostra uno stato di ossidazione di +7, ad esempio, nell'acido perclorico HClO4 e nei suoi sali - perclorati, ad esempio, nel perclorato di potassio KClO4.

Composti di ossigeno e idrogeno di non metalli. Breve descrizione delle loro proprietà.

Con l'ossigeno, i non metalli formano ossidi acidi. In alcuni ossidi presentano uno stato di ossidazione massimo pari al numero del gruppo (ad esempio SO2, N2O5), mentre in altri uno stato inferiore (ad esempio SO2, N2O3). Gli ossidi acidi corrispondono agli acidi e dei due acidi ossigenati di un non metallo, quello in cui presenta un grado di ossidazione più elevato è più forte. Ad esempio, l'acido nitrico HNO3 è più forte dell'HNO2 nitroso e l'acido solforico H3SO4 è più forte dell'H3SO3 solforoso.

Caratteristiche dei composti ossigenati dei non metalli:

Le proprietà degli ossidi superiori (cioè ossidi che includono un elemento di questo gruppo con il più alto stato di ossidazione) nei periodi da sinistra a destra cambiano gradualmente da basico ad acido.

Nei gruppi dall'alto verso il basso, le proprietà acide degli ossidi superiori si indeboliscono gradualmente. Questo può essere giudicato dalle proprietà degli acidi corrispondenti a questi ossidi.

L'aumento delle proprietà acide degli ossidi superiori degli elementi corrispondenti nei periodi da sinistra a destra è spiegato da un graduale aumento della carica positiva degli ioni di questi elementi.

Nei principali sottogruppi del sistema periodico di elementi chimici nella direzione dall'alto verso il basso, le proprietà acide degli ossidi superiori dei non metalli diminuiscono.

Le formule generali dei composti dell'idrogeno secondo i gruppi del sistema periodico degli elementi chimici sono riportate nella tabella n. 3.

Tabella numero 3.

Con i metalli, l'idrogeno forma (con poche eccezioni) composti non volatili, che sono solidi non molecolari. Pertanto, i loro punti di fusione sono relativamente alti.

Con i non metalli, l'idrogeno forma composti volatili di struttura molecolare. In condizioni normali si tratta di gas o liquidi volatili.

Nei periodi da sinistra a destra, le proprietà acide dei composti volatili dell'idrogeno di non metalli in soluzioni acquose sono migliorate. Ciò è dovuto al fatto che gli ioni ossigeno hanno coppie di elettroni liberi e gli ioni idrogeno hanno un orbitale libero, quindi si verifica un processo simile al seguente:

H3O + HF  H4O + F

Il fluoruro di idrogeno in una soluzione acquosa scinde gli ioni idrogeno positivi, cioè presenta proprietà acide. Anche un'altra circostanza contribuisce a questo processo: lo ione ossigeno ha una coppia di elettroni non condivisa e lo ione idrogeno ha un orbitale libero, grazie al quale si forma un legame donatore-accettore.

Quando l'ammoniaca viene disciolta in acqua, si verifica il processo opposto. E poiché gli ioni azoto hanno una coppia di elettroni non condivisi e gli ioni idrogeno hanno un orbitale libero, si forma un legame aggiuntivo e si formano ioni ammonio NH5 + e ioni idrossido OH-. Di conseguenza, la soluzione acquisisce proprietà di base. Questo processo può essere espresso dalla formula:

H3O + NH4  NH5 + OH

Le molecole di ammoniaca in una soluzione acquosa aggiungono ioni idrogeno positivi, ad es. l'ammoniaca mostra proprietà di base.

Considera ora perché il composto idrogeno del fluoro - acido fluoridrico HF - in una soluzione acquosa è un acido, ma più debole dell'acido cloridrico. Ciò è dovuto al fatto che i raggi degli ioni fluoro sono molto più piccoli di quelli degli ioni cloro. Pertanto, gli ioni fluoro attraggono gli ioni idrogeno molto più fortemente degli ioni cloruro. A questo proposito, il grado di dissociazione dell'acido fluoridrico è molto inferiore a quello dell'acido cloridrico, cioè l'acido fluoridrico è più debole dell'acido cloridrico.

Dagli esempi precedenti si possono trarre le seguenti conclusioni generali. :

Nei periodi da sinistra a destra, la carica positiva degli ioni degli elementi aumenta. A questo proposito, vengono migliorate le proprietà acide dei composti di idrogeno volatili degli elementi in soluzioni acquose.

Nei gruppi, dall'alto verso il basso, gli anioni carichi negativamente attraggono sempre più ioni idrogeno H+ con carica positiva debolmente. A questo proposito, il processo di scissione degli ioni idrogeno H + è facilitato e aumentano le proprietà acide dei composti di idrogeno.

I composti di idrogeno di non metalli, che hanno proprietà acide in soluzioni acquose, reagiscono con gli alcali. I composti di idrogeno dei non metalli, che hanno proprietà di base in soluzioni acquose, reagiscono con gli acidi.

L'attività ossidante dei composti di idrogeno dei non metalli in gruppi dall'alto verso il basso aumenta notevolmente. Ad esempio, è impossibile ossidare chimicamente il fluoro dal composto idrogeno HF, ma il cloro può essere ossidato dal composto idrogeno HCl da vari agenti ossidanti. Ciò è spiegato dal fatto che i raggi atomici aumentano bruscamente dall'alto verso il basso in gruppi, in relazione ai quali è facilitato il ritorno degli elettroni.

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I non metalli sono più comuni in natura dei metalli. La composizione dell'aria comprende: azoto, ossigeno, gas inerti. I giacimenti di zolfo autoctono nei Carpazi sono uno dei più grandi al mondo. Un giacimento di grafite industriale in Ucraina è il giacimento di Zavalyevskoye, la cui materia prima viene utilizzata dall'impianto di grafite di Mariupol. Nella regione di Zhytomyr, a Volyn, sono stati scoperti depositi di rocce che potrebbero contenere diamanti, ma non sono stati ancora scoperti depositi industriali. Gli atomi di elementi non metallici formano varie sostanze complesse, tra le quali dominano ossidi e sali.

L'uso dei non metalli

Ossigeno:

processi respiratori,

Combustione,

metabolismo ed energia,

Produzione di metalli.

Idrogeno:

produzione di ammoniaca,

acido cloruro,

metanolo,

Trasformare i grassi liquidi in solidi

Saldatura e taglio di metalli refrattari,

Recupero di metalli dai minerali.

Zolfo:

Ottenere acido solfato,

Fare gomma dalla gomma

produzione di fiammiferi,

polvere nera,

Fabbricazione di medicinali.

Componente dei materiali che assorbono neutroni dei reattori nucleari,

Protezione delle superfici dei prodotti siderurgici dalla corrosione,

nella tecnologia dei semiconduttori,

Fabbricazione di convertitori di energia termica in energia elettrica.

Azoto:

gassoso:

per la produzione di ammoniaca,

Per creare un'atmosfera inerte durante la saldatura dei metalli,

Negli impianti sottovuoto,

lampade elettriche,

liquido :

Come refrigerante nei congelatori,

Medicinale.

Fosforo:

Bianco

Per la produzione di fosforo rosso,

Rosso

Per la produzione di fiammiferi.

Silicio:

In elettronica ed elettrotecnica per la produzione di:

transistor,

fotocellule,

per la fabbricazione di leghe.

Cloro:

Produzione di acido perclorico,

solventi organici,

medicinali,

Monomeri per la produzione di materie plastiche,

Bleachers,

Come un disinfettante.

Carbonio:

diamante:

Fabbricazione di utensili per la foratura e il taglio,

materiale abrasivo,

Gioielleria,

grafite:

Fonderia, metallurgica, produzione radiotecnica,

produzione di batterie,

Nell'industria petrolifera e del gas per le operazioni di perforazione,

Produzione di rivestimenti anticorrosivi,

Stucchi che riducono la forza di attrito,

Adsorbimento.

L'adsorbimento è la capacità di alcune sostanze (in particolare il carbonio) di trattenere particelle di altre sostanze (gas o soluto) sulla propria superficie.

Sulla capacità di adsorbimento del carbonio si basa sul suo uso in medicina per scopi medicinali: si tratta di compresse o capsule di carbone attivo. Sono usati per via orale per avvelenamento. Il riscaldamento è sufficiente per ripristinare la capacità dell'adsorbente di adsorbire e rimuovere la sostanza adsorbita. Capacità di assorbimento del carbonio utilizzato Nikolai Dmitrievich Zelinsky in quello da lui inventato nel 1915 maschera antigas al carbone- un mezzo di protezione individuale degli organi respiratori, del viso e degli occhi di una persona dall'esposizione a sostanze nocive. Nel 1916 fu avviata la produzione industriale di maschere antigas, che salvò la vita a centinaia di migliaia di soldati durante la prima guerra mondiale. Una maschera antigas migliorata è ancora utilizzata oggi.