Exemples de réactions de métaux avec l'oxygène. Les métaux

La structure des atomes métalliques ne détermine pas seulement les caractéristiques propriétés physiques substances simples - les métaux, mais aussi 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 réactions chimiques donner des électrons, c'est-à-dire être des agents réducteurs, ne présente 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 hautes températures 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 chauffage. 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, ils réagissent très activement avec l'eau métaux alcalins, ainsi que le calcium, le strontium et le baryum. 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. L'équation ionique abrégée peut s'écrire sous la forme générale comme suit :

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 → Hg → 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 de tensions électrochimiques des métaux en tant que seul non-métal à partager avec les métaux. propriété générale- 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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Propriétés générales des métaux.

La présence d'électrons de valence faiblement liés au noyau détermine les propriétés chimiques générales des métaux. Dans les réactions chimiques, ils agissent toujours comme un agent réducteur ; les substances simples, les métaux, ne présentent jamais propriétés oxydantes.

Obtention de métaux :
- réduction d'oxydes avec du carbone (C), du monoxyde de carbone (CO), de l'hydrogène (H2) ou un métal plus actif (Al, Ca, Mg) ;
- réduction à partir de solutions salines avec un métal plus actif ;
- électrolyse de solutions ou fusions de composés métalliques - réduction des métaux les plus actifs (alcalis, alcalino-terreux et aluminium) par courant électrique.

Dans la nature, les métaux se trouvent principalement sous forme de composés, seuls les métaux peu actifs se trouvent sous forme de substances simples (métaux natifs).

Propriétés chimiques les métaux
1. Interaction avec des substances simples, non-métaux :
La plupart des métaux peuvent être oxydés par des non-métaux tels que les halogènes, l'oxygène, le soufre et l'azote. Mais la plupart de ces réactions nécessitent un préchauffage pour démarrer. Par la suite, la réaction peut se poursuivre avec la libération grande quantité chaleur qui provoque l'inflammation du métal.
A température ambiante, les réactions ne sont possibles qu'entre les métaux les plus actifs (alcalis et alcalino-terreux) et les non-métaux les plus actifs (halogènes, oxygène). Les métaux alcalins (Na, K) réagissent avec l'oxygène pour former des peroxydes et des superoxydes (Na2O2, KO2).

a) interaction des métaux avec l'eau.
À température ambiante, alcaline et métaux alcalino-terreux. À la suite de la réaction de substitution, un alcali (base soluble) et de l'hydrogène se forment : Métal + H2O = Me(OH) + H2
Lorsqu'ils sont chauffés, d'autres métaux situés à gauche de l'hydrogène dans la série d'activités interagissent avec l'eau. Le magnésium réagit avec l'eau bouillante, l'aluminium - après un traitement de surface spécial, entraînant la formation de bases insolubles - hydroxyde de magnésium ou hydroxyde d'aluminium - et de l'hydrogène est libéré. Les métaux de la série d'activités allant du zinc (inclus) au plomb (inclus) interagissent avec la vapeur d'eau (c'est-à-dire au-dessus de 100 °C) et des oxydes des métaux correspondants et de l'hydrogène se forment.
Les métaux situés dans la série d'activités à droite de l'hydrogène n'interagissent pas avec l'eau.
b) interaction avec les oxydes :
les métaux actifs réagissent par réaction de substitution avec des oxydes d'autres métaux ou non-métaux, les réduisant en substances simples.
c) interaction avec les acides :
Les métaux situés dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène réagissent avec les acides pour libérer de l'hydrogène et former le sel correspondant. Les métaux situés dans la série d'activités à droite de l'hydrogène n'interagissent pas avec les solutions acides.
Une place particulière est occupée par les réactions des métaux avec les acides nitrique et sulfurique concentré. Tous les métaux sauf les métaux nobles (or, platine) peuvent être oxydés par ces acides oxydants. Ces réactions produiront toujours les sels correspondants, de l’eau et le produit de réduction de l’azote ou du soufre, respectivement.
d) avec des alcalis
Les métaux qui forment des composés amphotères (aluminium, béryllium, zinc) sont capables de réagir avec des matières fondues (dans ce cas, des sels moyens d'aluminates, de béryllates ou de zincates se forment) ou des solutions alcalines (dans ce cas, les sels complexes correspondants se forment). Toutes les réactions produiront de l'hydrogène.
e) Conformément à la position du métal dans la série d'activités, des réactions de réduction (déplacement) d'un métal moins actif d'une solution de son sel par un autre métal plus actif sont possibles. À la suite de la réaction, un sel d'un métal plus actif et une substance simple - un métal moins actif - se forment.

Propriétés générales des non-métaux.

Il y a beaucoup moins de non-métaux que de métaux (22 éléments). Cependant, la chimie des non-métaux est beaucoup plus complexe en raison de la plus grande occupation du niveau d’énergie externe de leurs atomes.
Les propriétés physiques des non-métaux sont plus diverses : parmi eux, il existe des substances gazeuses (fluor, chlore, oxygène, azote, hydrogène), liquides (brome) et solides, qui diffèrent grandement les unes des autres par leur point de fusion. La plupart des non-métaux ne conduisent pas l’électricité, mais le silicium, le graphite et le germanium ont des propriétés semi-conductrices.
Les non-métaux gazeux, liquides et certains solides (iode) ont une structure moléculaire d'un réseau cristallin, d'autres non-métaux ont un réseau cristallin atomique.
Le fluor, le chlore, le brome, l'iode, l'oxygène, l'azote et l'hydrogène existent dans des conditions normales sous forme de molécules diatomiques.
De nombreux éléments non métalliques forment plusieurs modifications allotropiques de substances simples. Ainsi, l'oxygène a deux modifications allotropiques - l'oxygène O2 et l'ozone O3, le soufre a trois modifications allotropiques - le soufre orthorhombique, plastique et monoclinique, le phosphore a trois modifications allotropiques - le phosphore rouge, blanc et noir, le carbone - six modifications allotropiques - suie, graphite, diamant , carbyne, fullerène, graphène.

Contrairement aux métaux, qui ne présentent que des propriétés réductrices, les non-métaux, dans leurs réactions avec des substances simples et complexes, peuvent agir à la fois comme agent réducteur et comme agent oxydant. Selon leur activité, les non-métaux occupent une certaine place dans la série de l'électronégativité. Le fluor est considéré comme le non-métal le plus actif. Il ne présente que des propriétés oxydantes. En deuxième position en activité se trouve l'oxygène, en troisième l'azote, puis les halogènes et autres non-métaux. L'hydrogène a l'électronégativité la plus faible parmi les non-métaux.

Propriétés chimiques des non-métaux.

1. Interaction avec des substances simples :
Les non-métaux interagissent avec les métaux. Dans de telles réactions, les métaux agissent comme un agent réducteur et les non-métaux agissent comme un agent oxydant. À la suite de la réaction composée, des composés binaires se forment - oxydes, peroxydes, nitrures, hydrures, sels d'acides sans oxygène.
Dans les réactions des non-métaux entre eux, le non-métal le plus électronégatif présente les propriétés d'un agent oxydant, et le moins électronégatif présente les propriétés d'un agent réducteur. La réaction composée produit des composés binaires. Il ne faut pas oublier que les non-métaux peuvent présenter différents états d’oxydation dans leurs composés.
2. Interaction avec des substances complexes :
a) avec de l'eau :
Dans des conditions normales, seuls les halogènes interagissent avec l'eau.
b) avec des oxydes de métaux et de non-métaux :
De nombreux non-métaux peuvent réagir à haute température avec des oxydes d’autres non-métaux, les réduisant en substances simples. Les non-métaux situés à gauche du soufre dans la série d'électronégativité peuvent également interagir avec les oxydes métalliques, réduisant ainsi les métaux en substances simples.
c) avec des acides :
Certains non-métaux peuvent être oxydés avec des acides sulfurique ou nitrique concentrés.
d) avec des alcalis :
Sous l'influence des alcalis, certains non-métaux peuvent subir une dismutation, étant à la fois un agent oxydant et un agent réducteur.
Par exemple, dans la réaction d'halogènes avec des solutions alcalines sans chauffage : Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O ou avec chauffage : 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) avec des sels :
Lorsqu'ils interagissent, ils sont de puissants agents oxydants et présentent des propriétés réductrices.
Les halogènes (sauf le fluor) entrent dans des réactions de substitution avec des solutions de sels d'acides halohydriques : un halogène plus actif déplace un halogène moins actif de la solution saline.

Interaction des métaux avec des agents oxydants simples. Le rapport des métaux à l'eau, aux solutions aqueuses d'acides, d'alcalis et de sels. Le rôle du film d'oxyde et des produits d'oxydation. Interaction des métaux avec les acides nitrique et sulfurique concentré.

Les métaux comprennent tous les éléments s, d, f, ainsi que les éléments p situés dans la partie inférieure tableau périodique de la diagonale tirée du bore à l'astatine. Dans les substances simples de ces éléments, une liaison métallique est réalisée. Les atomes métalliques ont peu d'électrons dans la couche électronique externe, au nombre de 1, 2 ou 3. Les métaux présentent des propriétés électropositives et ont une faible électronégativité, inférieure à deux.

Les métaux sont inhérents traits caractéristiques. Ce sont des substances solides, plus lourdes que l’eau, avec un éclat métallique. Les métaux ont une conductivité thermique et électrique élevée. Ils se caractérisent par l'émission d'électrons sous l'influence de diverses influences extérieures : irradiation lumineuse, échauffement, rupture (émission exoélectronique).

La principale caractéristique des métaux est leur capacité à donner des électrons aux atomes et aux ions d’autres substances. Les métaux sont des agents réducteurs dans la grande majorité des cas. Et c'est leur propriété chimique caractéristique. Considérons le rapport entre les métaux et les agents oxydants typiques, qui comprennent des substances simples - non-métaux, eau, acides. Le tableau 1 fournit des informations sur le rapport entre les métaux et les agents oxydants simples.

Tableau 1

Rapport métaux/agents oxydants simples

Tous les métaux réagissent avec le fluor. Les exceptions sont l'aluminium, le fer, le nickel, le cuivre, le zinc en l'absence d'humidité. Ces éléments, lorsqu'ils réagissent avec le fluor au moment initial, forment des films de fluorure qui protègent les métaux d'une réaction ultérieure.

Dans les mêmes conditions et raisons, le fer est passivé en réaction avec le chlore. Par rapport à l'oxygène, tous les métaux, mais seulement un certain nombre, forment des films protecteurs denses d'oxydes. Lors du passage du fluor à l'azote (tableau 1), l'activité oxydante diminue et donc un nombre croissant de métaux ne sont pas oxydés. Par exemple, seuls le lithium et les métaux alcalino-terreux réagissent avec l'azote.

Le rapport des métaux à l'eau et aux solutions aqueuses d'agents oxydants.

DANS solutions aqueuses L'activité réductrice d'un métal est caractérisée par la valeur de son potentiel redox standard. De toute la série de potentiels redox standard, on distingue une série de tensions métalliques, répertoriées dans le tableau 2.

Tableau 2

Gamme de métaux de tension

Cette série de tensions montre également les valeurs des potentiels d'électrode de l'électrode à hydrogène dans des environnements acides (pH=0), neutres (pH=7), alcalins (pH=14). La position d'un métal particulier dans la série de contraintes caractérise sa capacité à subir des interactions rédox dans des solutions aqueuses dans des conditions standard. Les ions métalliques sont des agents oxydants et les métaux sont des agents réducteurs. Plus un métal est situé loin dans la série de tensions, plus ses ions sont puissants comme agent oxydant dans une solution aqueuse. Plus le métal est proche du début de la série, plus l'agent réducteur est fort.

Les métaux sont capables de se déplacer les uns les autres à partir des solutions salines. La direction de la réaction est déterminée par leur position relative dans la série de contraintes. Il convient de garder à l'esprit que les métaux actifs déplacent l'hydrogène non seulement de l'eau, mais également de toute solution aqueuse. Par conséquent, le déplacement mutuel des métaux des solutions de leurs sels ne se produit que dans le cas de métaux situés dans la série de contraintes après le magnésium.

Tous les métaux sont divisés en trois groupes conditionnels, comme indiqué dans le tableau suivant.

Tableau 3

Division conventionnelle des métaux

Interaction avec l'eau. L'agent oxydant de l'eau est l'ion hydrogène. Par conséquent, seuls les métaux dont les potentiels d'électrode standard sont inférieurs au potentiel des ions hydrogène dans l'eau peuvent être oxydés par l'eau. Cela dépend du pH du milieu et est égal à

φ = -0,059рН.

Dans un environnement neutre (pH=7) φ = -0,41 V. La nature de l'interaction des métaux avec l'eau est présentée dans le tableau 4.

Les métaux du début de la série, ayant un potentiel nettement supérieur à -0,41 V, déplacent l'hydrogène de l'eau. Mais le magnésium ne déplace déjà l'hydrogène que de eau chaude. En règle générale, les métaux situés entre le magnésium et le plomb ne déplacent pas l'hydrogène de l'eau. Des films d'oxyde se forment à la surface de ces métaux, qui ont un effet protecteur.

Tableau 4

Interaction des métaux avec l'eau dans un environnement neutre

Interaction des métaux avec l'acide chlorhydrique.

Agent oxydant dans acide hydrochlorique e est un ion hydrogène. Le potentiel d’électrode standard d’un ion hydrogène est nul. Par conséquent, tous les métaux actifs et intermédiaires doivent réagir avec l’acide. La passivation ne se produit que pour le plomb.

Tableau 5

Interaction des métaux avec l'acide chlorhydrique

Le cuivre peut être dissous dans de l’acide chlorhydrique très concentré, bien qu’il s’agisse d’un métal peu actif.

L'interaction des métaux avec l'acide sulfurique se produit différemment et dépend de sa concentration.

Interaction des métaux avec l'acide sulfurique dilué. L'interaction avec l'acide sulfurique dilué s'effectue de la même manière qu'avec l'acide chlorhydrique.

Tableau 6

Réaction des métaux avec de l'acide sulfurique dilué

Dilué acide sulfurique s'oxyde avec son ion hydrogène. Il interagit avec les métaux dont les potentiels d'électrode sont inférieurs à ceux de l'hydrogène. Le plomb ne se dissout pas dans l'acide sulfurique à une concentration inférieure à 80 %, car le sel PbSO 4 formé lors de l'interaction du plomb avec l'acide sulfurique est insoluble et crée un film protecteur sur la surface métallique.

Interaction des métaux avec l'acide sulfurique concentré.

Dans l'acide sulfurique concentré, le soufre à l'état d'oxydation +6 agit comme un agent oxydant. Il fait partie de l'ion sulfate SO 4 2-. Par conséquent, l'acide concentré oxyde tous les métaux dont le potentiel d'électrode standard est inférieur à celui de l'agent oxydant. La valeur la plus élevée du potentiel d'électrode dans les processus d'électrode impliquant l'ion sulfate comme agent oxydant est de 0,36 V. En conséquence, certains métaux peu actifs réagissent également avec l'acide sulfurique concentré.

Pour les métaux d'activité moyenne (Al, Fe), la passivation se produit en raison de la formation de films d'oxydes denses. L'étain est oxydé à l'état tétravalent pour former du sulfate d'étain (IV) :

Sn + 4 H 2 SO 4 (conc.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tableau 7

Réaction des métaux avec l'acide sulfurique concentré

Le plomb est oxydé à l’état divalent pour former de l’hydrogénosulfate de plomb soluble. Le mercure se dissout dans l'acide sulfurique concentré chaud pour former des sulfates de mercure (I) et de mercure (II). Même l’argent se dissout dans l’acide sulfurique concentré bouillant.

Il convient de garder à l’esprit que plus le métal est actif, plus le degré de réduction de l’acide sulfurique est profond. Avec les métaux actifs, l'acide est réduit principalement en sulfure d'hydrogène, bien que d'autres produits soient également présents. Par exemple

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

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ +4H 2 O;

4Zn +5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 = 4ZnSO 4 +H 2 S +4H 2 O.

Interaction des métaux avec l'acide nitrique dilué.

Dans l'acide nitrique, l'azote agit comme agent oxydant à l'état d'oxydation +5. La valeur maximale du potentiel d'électrode pour l'ion nitrate d'un acide dilué en tant qu'agent oxydant est de 0,96 V. En raison de cette valeur élevée, l'acide nitrique est un agent oxydant plus puissant que l'acide sulfurique. Cela ressort du fait que l’acide nitrique oxyde l’argent. Plus le métal est actif et plus l’acide est dilué, plus l’acide est réduit profondément.

Tableau 8

Réaction des métaux avec l'acide nitrique dilué

Interaction des métaux avec l'acide nitrique concentré.

L'acide nitrique concentré est généralement réduit en dioxyde d'azote. Interaction concentrée acide nitrique avec des métaux sont présentés dans le tableau 9.

Lorsqu'on utilise l'acide en carence et sans agitation, les métaux actifs le réduisent en azote, et les métaux d'activité moyenne en monoxyde de carbone.

Tableau 9

Réaction de l'acide nitrique concentré avec les métaux

Interaction des métaux avec des solutions alcalines.

Les métaux ne peuvent pas être oxydés par les alcalis. Cela est dû au fait que les métaux alcalins sont de puissants agents réducteurs. Par conséquent, leurs ions sont les agents oxydants les plus faibles et ne présentent pas de propriétés oxydantes dans les solutions aqueuses. Cependant, en présence d'alcalis, l'effet oxydant de l'eau se manifeste davantage qu'en leur absence. De ce fait, dans les solutions alcalines, les métaux sont oxydés par l'eau pour former des hydroxydes et de l'hydrogène. Si l’oxyde et l’hydroxyde sont des composés amphotères, ils se dissoudront dans une solution alcaline. En conséquence, les métaux passifs dans l’eau pure interagissent vigoureusement avec les solutions alcalines.

Tableau 10

Interaction des métaux avec des solutions alcalines

Le processus de dissolution est représenté en deux étapes : oxydation du métal avec de l'eau et dissolution de l'hydroxyde :

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH) 2 ↓ + 2NaOH = Na 2.

Les métaux sont un groupe d'éléments sous la forme de substances simples qui ont des propriétés métalliques caractéristiques, telles qu'une conductivité thermique et électrique élevée, un coefficient de résistance à la température positif, une ductilité élevée, une malléabilité et un éclat métallique. Dans cet article, toutes les propriétés des métaux seront présentées sous forme de tableaux séparés.

Contenu

Les propriétés des métaux sont divisées en propriétés physiques, chimiques, mécaniques et technologiques.

Propriétés physiques des métaux

Les propriétés physiques comprennent : la couleur, la densité, la fusibilité, la conductivité électrique, les propriétés magnétiques, la conductivité thermique, la capacité thermique, la dilatation lorsqu'elle est chauffée.

Densité spécifique du métal est le rapport entre le poids d'un corps métallique homogène et le volume du métal, c'est-à-dire c'est la densité en kg/m3 ou g/cm3.

Fusibilité du métal est la capacité d'un métal à fondre à une certaine température, appelée point de fusion.

Conductivité électrique des métaux- c'est la capacité des métaux à conduire le courant électrique, c'est une propriété d'un corps ou d'un environnement qui détermine l'apparition d'un courant électrique en eux sous l'influence d'un champ électrique. La conductivité électrique désigne la capacité à conduire principalement du courant continu (sous l'influence champ constant), contrairement à la capacité des diélectriques à répondre à un champ électrique alternatif par des oscillations de charges liées (polarisation alternative), créant un courant alternatif.

Propriétés magnétiques des métaux caractérisé par : induction rémanente, force coercitive et perméabilité magnétique.

Conductivité thermique des métaux est leur capacité à transférer la chaleur des particules les plus chauffées vers les particules moins chauffées. La conductivité thermique d'un métal est déterminée par la quantité de chaleur qui traverse une tige métallique d'une section de 1 cm 2 et d'une longueur de 1 cm pendant 1 seconde. à une différence de température de 1°C.

Capacité thermique des métaux- c'est la quantité de chaleur absorbée par un corps lorsqu'il est chauffé de 1 degré. Le rapport entre la quantité de chaleur absorbée par un corps avec un changement infinitésimal de sa température et ce changement d'une unité de masse d'une substance (g, kg) est appelé capacité thermique spécifique, 1 mole d'une substance est molaire (molaire).

Expansion des métaux lorsqu'ils sont chauffés.Tous les métaux se dilatent lorsqu’ils sont chauffés et se contractent lorsqu’ils sont refroidis. Le degré d'augmentation ou de diminution de la taille d'origine du métal avec un changement de température d'un degré est caractérisé par le coefficient de dilatation linéaire.

Propriétés chimiques des métaux

Chimique - résistance à l'oxydation, à la solubilité et à la corrosion.

Oxydation des métaux est une réaction d'un métal se combinant avec l'oxygène, accompagnée de la formation d'oxydes (oxydes). Si nous considérons l'oxydation plus largement, il s'agit alors de réactions dans lesquelles les atomes perdent des électrons et divers composés se forment, par exemple des chlorures, des sulfures. Dans la nature, les métaux se trouvent principalement à l’état oxydé, sous forme de minerais, leur production repose donc sur des processus de réduction de divers composés.

Solubilité des métaux- c'est leur capacité à former des systèmes homogènes avec d'autres substances - des solutions dans lesquelles le métal se présente sous forme d'atomes individuels, d'ions, de molécules ou de particules. Les métaux se dissolvent dans les solvants, qui sont des acides forts et des alcalis caustiques. Les plus couramment utilisés dans l'industrie sont : les acides sulfurique, nitrique et chlorhydrique, un mélange d'acides nitrique et chlorhydrique (eau régale), ainsi que les alcalis - soude caustique et potassium caustique.

Résistance à la corrosion des métaux est leur capacité à résister à la corrosion.

Propriétés mécaniques des métaux

Mécanique - résistance, dureté, élasticité, viscosité, plasticité.

Résistance du métal s’appelle sa capacité à résister à l’action de forces extérieures sans s’effondrer.

Dureté des métaux est la capacité d’un corps à résister à la pénétration d’un autre corps plus dur.

Élasticité des métaux- la propriété d'un métal de retrouver sa forme après la cessation de l'action de forces extérieures ayant provoqué un changement de forme (déformation).

Viscosité des métaux- c'est la capacité d'un métal à résister à des forces externes (d'impact) qui augmentent rapidement. La viscosité est la propriété opposée de la fragilité.

Plasticité des métaux- c'est la propriété d'un métal de se déformer sans destruction sous l'influence de forces extérieures et de conserver une nouvelle forme après la cessation des forces. La plasticité est la propriété inverse de l'élasticité.

Propriétés technologiques des métaux

Les technologies incluent la trempabilité, la fluidité, la malléabilité, la soudabilité et l'usinabilité.

Trempabilité des métaux– c'est leur capacité à obtenir une couche durcie d'une certaine profondeur.

Fluidité des métaux- c'est la propriété d'un métal à l'état liquide de remplir un moule de coulée et de reproduire son contour lors d'une coulée.

Malléabilité des métaux est une propriété technologique qui caractérise leur capacité à être traitées par déformation, par exemple forgeage, laminage, emboutissage sans destruction.

Soudabilité des métaux- c'est leur propriété de former une connexion permanente pendant le processus de soudage qui répond aux exigences déterminées par la conception et le fonctionnement du produit en cours de fabrication.

Usinabilité des métaux par découpe- c'est leur capacité à modifier la forme géométrique, les dimensions et la qualité de la surface grâce à la découpe mécanique du matériau de la pièce avec un outil de coupe. L'usinabilité des métaux dépend de leurs propriétés mécaniques, principalement de leur résistance et de leur dureté.

Les méthodes modernes de test des métaux sont les tests mécaniques, l'analyse chimique, l'analyse spectrale, les analyses métallographiques et radiographiques, les tests technologiques et la détection de défauts. Ces tests permettent de mieux comprendre la nature des métaux, leur structure, leur composition et leurs propriétés, ainsi que de déterminer la qualité des produits finis.

Tableaux des propriétés des métaux

Tableau « Propriétés des métaux : Fonte, Fonte d'acier, Acier »

1. Résistance à la traction ultime
2. Limite d'élasticité (ou Rp 0,2) ;
3. Allongement relatif de l'échantillon à la rupture ;
4. Résistance à la flexion;
5. La résistance à la flexion est donnée pour un échantillon d'acier moulé ;
6. La limite de fatigue de tous les types de fonte dépend de la masse et de la section de l'échantillon ;
7. Module d'élasticité;
8. Pour la fonte grise, le module d'élasticité diminue avec l'augmentation de la contrainte de traction et reste presque constant avec l'augmentation de la contrainte de compression.

Tableau "Propriétés de l'acier à ressort"

1. Résistance à la traction ultime,
2. Réduction relative de la section transversale de l'échantillon à la rupture,
3. Résistance à la flexion;
4. Résistance ultime sous chargement cyclique alterné à N ⩾ 10 7,
5. Contrainte maximale à une température de 30°C et un allongement relatif de 1 à 2 % pendant 10 heures ; pour des températures plus élevées, voir la section « Méthodes d'assemblage des pièces »,
6. voir la section « Méthodes de connexion des pièces » ;
7. 480 N/mm 2 pour les ressorts écrouis ;
8. Environ 40% de plus pour les ressorts écrouis

Tableau « Propriétés des tôles de carrosserie »

Tableau "Propriétés des métaux non ferreux"

1. Module élastique, données de référence ;
2. Résistance à la flexion;
3. La plus grande valeur ;
4. Pour des échantillons individuels

Tableau "Propriétés des alliages légers"

1. Résistance à la traction ultime ;
2. Limite d'élasticité correspondant à une déformation plastique de 0,2% ;
3. Résistance à la flexion;
4. La plus grande valeur ;
5. Des indicateurs de résistance sont donnés pour les échantillons et pour les pièces moulées ;
6. Des indicateurs de résistance ultime à la flexion sont donnés pour le cas de chargement plan.

Tableau "Matériaux céramo-métalliques (PM) 1) pour paliers lisses"

1. Par rapport au roulement 10/16 g 10 ;
2. Le carbone est contenu principalement sous forme de graphite libre ;
3. Le carbone est contenu uniquement sous forme de graphite libre

Tableau « Propriétés des matériaux céramo-métalliques (PM) 1 pour pièces de structure »

1. Conforme à la norme DIN 30 910, édition 1990 ;

Matériaux magnétiques

Tableau « Propriétés des matériaux magnétiques doux »

1. Les données s'appliquent uniquement aux anneaux magnétiques.

Métaux magnétiques doux

Tableau « Propriétés des tôles et bandes d'acier magnétiques »

Matériaux pour convertisseurs et réacteurs électriques

Matériaux pour relais CC

Tableau "Propriétés des matériaux pour les relais DC"

1. Valeurs standardisées

Matériaux céramo-métalliques pour composants magnétiques doux

Tableau « Propriétés des matériaux céramo-métalliques pour composants magnétiques doux »

Les métaux (du latin metallum - mine, mine) sont un groupe d'éléments sous la forme de substances simples avec des propriétés métalliques caractéristiques, telles qu'une conductivité thermique et électrique élevée, un coefficient de résistance à la température positif, une ductilité élevée et un éclat métallique.

Parmi les 118 éléments chimiques découverts jusqu’à présent (tous ne sont pas officiellement reconnus), les métaux comprennent :

• 6 éléments du groupe des métaux alcalins,
• 6 dans le groupe des métaux alcalino-terreux,
• 38 dans le groupe des métaux de transition,
• 11 dans le groupe des métaux légers,
• 7 dans le groupe des semi-métaux,
• 14 dans le groupe lanthanides + lanthane,
• 14 dans le groupe des actinides (les propriétés physiques de tous les éléments n'ont pas été étudiées) + actinium,
• en dehors de certains groupes, le béryllium et le magnésium.

Ainsi, 96 de tous les éléments découverts pourraient être des métaux.

En astrophysique, le terme « métal » peut avoir un sens différent et signifier tout éléments chimiques plus lourd que l'hélium

Propriétés caractéristiques des métaux

1. Lustre métallique (caractéristique non seulement des métaux : les non-métaux, l'iode et le carbone sous forme de graphite l'ont également)
2. Bonne conductivité électrique
3. Possibilité d'usinage facile
4. Haute densité (généralement les métaux sont plus lourds que les non-métaux)
5. Point de fusion élevé (exceptions : mercure, gallium et métaux alcalins)
6. Grande conductivité thermique
7. Ce sont le plus souvent des agents réducteurs dans les réactions.

Propriétés physiques des métaux

Tous les métaux (à l'exception du mercure et, conditionnellement, du francium) sont à l'état solide dans des conditions normales, mais ont des duretés différentes. Vous trouverez ci-dessous la dureté de certains métaux sur l'échelle de Mohs.

Point de fusion les métaux purs vont de −39 °C (mercure) à 3 410 °C (tungstène). La plupart des métaux (à l'exception des alcalis) ont un point de fusion élevé, mais certains métaux « normaux », comme l'étain et le plomb, peuvent fondre sur une cuisinière électrique ou à gaz ordinaire.

En fonction de la densité, les métaux sont divisés en métaux légers (densité 0,53 ÷ 5 g/cm³) et lourds (5 ÷ 22,5 g/cm³). Le métal le plus léger est le lithium (densité 0,53 g/cm³). Il est actuellement impossible de nommer le métal le plus lourd, car les densités de l'osmium et de l'iridium - les deux métaux les plus lourds - sont presque égales (environ 22,6 g/cm³ - exactement deux fois la densité du plomb), et calculer leur densité exacte est extrêmement difficile : pour cela, vous avez besoin nettoyer complètement les métaux, car les impuretés réduisent leur densité.

La plupart des métaux Plastique, c'est-à-dire que le fil métallique peut être plié sans se casser. Cela se produit en raison du déplacement de couches d'atomes métalliques sans rompre la liaison entre elles. Les plus ductiles sont l'or, l'argent et le cuivre. L'or peut être utilisé pour fabriquer une feuille de 0,003 mm d'épaisseur, utilisée pour la dorure des produits. Cependant, tous les métaux ne sont pas ductiles. Le fil de zinc ou d'étain craque lorsqu'il est plié ; Lorsqu'ils sont déformés, le manganèse et le bismuth ne se plient pratiquement pas, mais se cassent immédiatement. La plasticité dépend aussi de la pureté du métal ; Ainsi, le chrome très pur est très ductile, mais, contaminé par des impuretés même mineures, il devient cassant et plus dur. Certains métaux comme l’or, l’argent, le plomb, l’aluminium et l’osmium peuvent croître ensemble, mais cela peut prendre des décennies.

Tous les métaux sont bons conduire le courant électrique ; cela est dû à la présence dans leurs réseaux cristallins d'électrons mobiles se déplaçant sous l'influence d'un champ électrique. L'argent, le cuivre et l'aluminium ont la conductivité électrique la plus élevée ; pour cette raison, ces deux derniers métaux sont le plus souvent utilisés comme matériaux de fil. Le sodium a également une conductivité électrique très élevée ; dans les équipements expérimentaux, on connaît des tentatives d'utilisation de conducteurs de sodium sous la forme de tuyaux à paroi mince en en acier inoxydable rempli de sodium. En raison de la faible densité du sodium, à résistance égale, les « fils » de sodium sont beaucoup plus légers que le cuivre et même un peu plus légers que l'aluminium.

La conductivité thermique élevée des métaux dépend également de la mobilité des électrons libres. Par conséquent, la série de conductivités thermiques est similaire à la série de conductivités électriques, et le meilleur conducteur de chaleur, ainsi que d’électricité, est l’argent. Le sodium est également utilisé comme bon conducteur de chaleur ; Il est bien connu, par exemple, que le sodium est utilisé dans les soupapes des moteurs automobiles pour améliorer leur refroidissement.

Couleur La plupart des métaux sont à peu près identiques : gris clair avec une teinte bleuâtre. L'or, le cuivre et le césium sont respectivement jaune, rouge et jaune clair.

Propriétés chimiques des métaux

Au niveau électronique externe, la plupart des métaux ont un petit nombre d'électrons (1-3), donc dans la plupart des réactions, ils agissent comme des agents réducteurs (c'est-à-dire qu'ils « donnent » leurs électrons).

Réactions avec des substances simples

• Tous les métaux, à l'exception de l'or et du platine, réagissent avec l'oxygène. La réaction avec l'argent se produit à des températures élevées, mais l'oxyde d'argent (II) ne se forme pratiquement pas car il est thermiquement instable. Selon le métal, le résultat peut inclure des oxydes, des peroxydes et des superoxydes :

oxyde de lithium

peroxyde de sodium

superoxyde de potassium

Pour obtenir un oxyde à partir du peroxyde, le peroxyde est réduit avec un métal :

Avec les métaux moyennement et faiblement actifs, la réaction se produit lorsqu'ils sont chauffés :

• Seuls les métaux les plus actifs réagissent avec l'azote ; à température ambiante seul le lithium réagit en formant des nitrures :

Lorsqu'il est chauffé :

• Tous les métaux, à l'exception de l'or et du platine, réagissent avec le soufre :

Le fer réagit avec le soufre lorsqu'il est chauffé, formant du sulfure :

• Seuls les métaux les plus actifs, c'est-à-dire les métaux des groupes IA et IIA à l'exception de Be, réagissent avec l'hydrogène. Des réactions se produisent lorsqu'elles sont chauffées et des hydrures se forment. Dans les réactions, le métal agit comme un agent réducteur, l'état d'oxydation de l'hydrogène est -1 :

• Seuls les métaux les plus actifs réagissent avec le carbone. Dans ce cas, il se forme des acétyléniures ou des méthanides. Lorsqu'ils réagissent avec l'eau, les acétyléniures donnent de l'acétylène, les méthanides donnent du méthane.