/

Opseg napetosti metala je kompletan. aktivni metali

Svi metali, u zavisnosti od njihove redoks aktivnosti, kombinuju se u niz koji se naziva elektrohemijski naponski niz metala (pošto su metali u njemu raspoređeni po rastućem standardnom elektrohemijskom potencijalu) ili niz aktivnosti metala:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H 2 , Cu, Hg, Ag, Rt, Au

Najreaktivniji metali su po redu aktivnosti do vodonika, a što se metal više nalazi, to je aktivniji. Metali koji su pored vodonika u nizu aktivnosti smatraju se neaktivnim.

Aluminijum

Aluminijum je srebrno bijele boje. Glavna fizička svojstva aluminijuma su lakoća, visoka toplotna i električna provodljivost. U slobodnom stanju, kada je izložen zraku, aluminij je prekriven jakim oksidnim filmom Al 2 O 3 , što ga čini otpornim na koncentrisane kiseline.

Aluminijum spada u p-porodicu metala. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 3s 2 3p 1 . U svojim spojevima, aluminijum pokazuje oksidaciono stanje jednako "+3".

Aluminij se dobiva elektrolizom rastaljenog oksida ovog elementa:

2Al 2 O 3 \u003d 4Al + 3O 2

Međutim, zbog niskog prinosa proizvoda, češće se koristi metoda dobivanja aluminija elektrolizom mješavine Na 3 i Al 2 O 3 . Reakcija teče zagrijavanjem na 960C i u prisustvu katalizatora - fluorida (AlF 3 , CaF 2 itd.), dok se na katodi oslobađa aluminijum, a na anodi oslobađa kiseonik.

Aluminij može stupiti u interakciju s vodom nakon što ukloni oksidni film sa svoje površine (1), stupiti u interakciju s jednostavnim tvarima (kiseonik, halogeni, dušik, sumpor, ugljik) (2-6), kiselinama (7) i bazama (8):

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 (1)

2Al + 3 / 2O 2 \u003d Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2 (8)

Kalcijum

U slobodnom obliku, Ca je srebrno-bijeli metal. Kada se izloži zraku, odmah se prekriva žućkastim filmom, koji je proizvod njegove interakcije sa sastavnim dijelovima zraka. Kalcijum je prilično tvrd metal, ima kubičnu kristalnu rešetku usredsređenu na lice.

Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 4s 2 . U svojim jedinjenjima, kalcijum pokazuje oksidacijsko stanje jednako "+2".

Kalcijum se dobija elektrolizom rastopljenih soli, najčešće hlorida:

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Kalcijum je u stanju da se otapa u vodi sa stvaranjem hidroksida koji pokazuju jaka bazična svojstva (1), reaguje sa kiseonikom (2), formira okside, interaguje sa nemetalima (3-8), otapa se u kiselinama (9):

Ca + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 (1)

2Ca + O 2 \u003d 2CaO (2)

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (3)

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H 2 \u003d CaH 2 (8)

Ca + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 (9)

Gvožđe i njegova jedinjenja

Gvožđe je sivi metal. U svom čistom obliku, prilično je mekan, savitljiv i duktilan. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je 3d 6 4s 2 . U svojim jedinjenjima, željezo pokazuje oksidaciona stanja "+2" i "+3".

Metalno gvožđe reaguje sa vodenom parom, formirajući mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Na zraku se željezo lako oksidira, posebno u prisustvu vlage (hrđe):

3Fe + 3O 2 + 6H 2 O \u003d 4Fe (OH) 3

Kao i drugi metali, željezo reagira s jednostavnim tvarima, na primjer, halogenima (1), otapa se u kiselinama (2):

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 (2)

Gvožđe formira čitav niz jedinjenja, budući da pokazuje nekoliko oksidacionih stanja: gvožđe (II) hidroksid, gvožđe (III) hidroksid, soli, okside itd. Dakle, željezo (II) hidroksid se može dobiti djelovanjem alkalnih otopina na soli željeza (II) bez pristupa zraka:

FeSO 4 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Gvožđe(II) hidroksid je rastvorljiv u kiselinama i oksidira u gvožđe(III) hidroksid u prisustvu kiseonika.

Soli gvožđa (II) pokazuju svojstva redukcionih agenasa i pretvaraju se u jedinjenja gvožđa (III).

Gvozdeni oksid (III) se ne može dobiti reakcijom sagorevanja gvožđa u kiseoniku; da bi se dobio, potrebno je spaliti sulfide gvožđa ili kalcinirati druge soli gvožđa:

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Jedinjenja željeza (III) pokazuju slaba oksidirajuća svojstva i mogu ući u OVR sa jakim redukcijskim agensima:

2FeCl 3 + H 2 S \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl

Proizvodnja željeza i čelika

Čelici i liveno gvožđe su legure gvožđa sa ugljenikom, a sadržaj ugljenika u čeliku je do 2%, a u livenom gvožđu 2-4%. Čelici i liveno gvožđe sadrže legirajuće aditive: čelik - Cr, V, Ni, i liveno gvožđe - Si.

Postoje različite vrste čelika, pa se prema namjeni razlikuju konstrukcijski, nerđajući, alatni, toplotno otporni i kriogeni čelici. Prema hemijskom sastavu razlikuju se ugljenik (niski, srednji i visokougljični) i legirani (nisko, srednje i visoko legirani). U zavisnosti od strukture razlikuju se austenitni, feritni, martenzitni, perlitni i bainitni čelici.

Čelici su našli primenu u mnogim sektorima nacionalne privrede, kao što su građevinarstvo, hemijska, petrohemijska, zaštita životne sredine, transportna energija i druge industrije.

Ovisno o obliku sadržaja ugljika u lijevanom željezu - cementitu ili grafitu, kao i njihovoj količini, razlikuje se nekoliko vrsta lijevanog željeza: bijeli (svijetla boja loma zbog prisustva ugljika u obliku cementita), siva (siva boja loma zbog prisustva ugljika u obliku grafita), savitljiva i otporna na toplinu. Liveno gvožđe su veoma lomljive legure.

Oblasti primjene livenog gvožđa su široke – od livenog gvožđa se izrađuju umetnički ukrasi (ograde, kapije), delovi karoserije, vodovodna oprema, predmeti za domaćinstvo (tave), koristi se u automobilskoj industriji.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Zadatak Legura magnezijuma i aluminijuma mase 26,31 g rastvorena je u hlorovodoničkoj kiselini. U ovom slučaju ispušteno je 31.024 litara bezbojnog plina. Odrediti masene udjele metala u leguri.
Rješenje Oba metala mogu reagirati sa hlorovodoničnom kiselinom, zbog čega se oslobađa vodik:

Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2

Pronađite ukupan broj oslobođenih molova vodika:

v(H 2) \u003d V (H 2) / V m

v (H 2) = 31,024 / 22,4 = 1,385 mol

Neka je količina supstance Mg x mol, a Al y mol. Zatim, na osnovu jednadžbi reakcije, možemo napisati izraz za ukupan broj molova vodonika:

x + 1,5y = 1,385

Izražavamo masu metala u smjesi:

Tada će se masa smjese izraziti jednadžbom:

24x + 27y = 26,31

Dobili smo sistem jednačina:

x + 1,5y = 1,385

24x + 27y = 26,31

Hajde da to riješimo:

33,24 -36g + 27g = 26,31

v(Al) = 0,77 mol

v(Mg) = 0,23 mol

Zatim, masa metala u smeši:

m (Mg) \u003d 24 × 0,23 \u003d 5,52 g

m(Al) \u003d 27 × 0,77 \u003d 20,79 g

Pronađite masene udjele metala u smjesi:

ώ =m(Me)/m suma ×100%

ώ(Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98%

ώ(Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
Odgovori Maseni udjeli metala u leguri: 20,98%, 79,02%

Ako iz čitavog niza standardnih elektrodnih potencijala izdvojimo samo one elektrodne procese koji odgovaraju općoj jednadžbi

tada dobijamo niz napona metala. Osim metala, u ovu seriju uvijek je uključen i vodonik, što omogućava da se vidi koji metali su sposobni istisnuti vodonik iz vodenih otopina kiselina.

Tabela 19

Brojni naponi za najvažnije metale dat je u tabeli. 19. Položaj određenog metala u nizu napona karakteriše njegovu sposobnost redoks interakcija u vodenim rastvorima pod standardnim uslovima. Metalni joni su oksidanti, a metali u obliku jednostavnih supstanci su redukcioni agensi. Istovremeno, što se metal dalje nalazi u nizu napona, to su njegovi ioni jači oksidant u vodenoj otopini, i obrnuto, što je metal bliži početku niza, to je jača redukcija. svojstva pokazuje jednostavna supstanca - metal.

Potencijal procesa elektrode

u neutralnom mediju je B (vidi stranu 273). Aktivni metali na početku serije, koji imaju potencijal mnogo negativniji od -0,41 V, istiskuju vodonik iz vode. Magnezijum samo istiskuje vodonik iz tople vode. Metali koji se nalaze između magnezijuma i kadmijuma obično ne istiskuju vodonik iz vode. Na površini ovih metala formiraju se oksidni filmovi koji imaju zaštitni učinak.

Metali smješteni između magnezija i vodonika istiskuju vodonik iz kiselih otopina. Istovremeno se na površini nekih metala formiraju i zaštitni filmovi koji inhibiraju reakciju. Dakle, oksidni film na aluminijumu čini ovaj metal otpornim ne samo u vodi, već iu rastvorima određenih kiselina. Olovo se ne otapa u sumpornoj kiselini pri koncentraciji ispod , budući da je sol nastala interakcijom olova sa sumpornom kiselinom nerastvorljiva i stvara zaštitni film na površini metala. Fenomen duboke inhibicije oksidacije metala, zbog prisustva zaštitnih oksidnih ili slanih filmova na njegovoj površini, naziva se pasivnost, a stanje metala u ovom slučaju naziva se pasivno stanje.

Metali su u stanju da istiskuju jedni druge iz rastvora soli. Smjer reakcije je u ovom slučaju određen njihovim međusobnim položajem u nizu napona. Uzimajući u obzir specifične slučajeve takvih reakcija, treba imati na umu da aktivni metali istiskuju vodik ne samo iz vode, već i iz bilo koje vodene otopine. Stoga se međusobno istiskivanje metala iz rastvora njihovih soli praktično dešava samo u slučaju metala koji se nalaze u redu posle magnezijuma.

Izmještanje metala iz njihovih spojeva drugim metalima prvi je detaljno proučavao Beketov. Kao rezultat svog rada, on je rasporedio metale prema njihovoj hemijskoj aktivnosti u niz pomaka, što je prototip serije metalnih napona.

Međusobni položaj nekih metala u nizu napona i u periodičnom sistemu na prvi pogled ne odgovara jedan drugom. Na primjer, prema položaju u periodnom sistemu, reaktivnost kalijuma mora biti veća od natrijuma, a natrijuma mora biti veća od litijuma. U nizu napona, litijum je najaktivniji, a kalijum zauzima srednju poziciju između litijuma i natrijuma. Cink i bakar, prema svom položaju u periodnom sistemu, treba da imaju približno jednaku hemijsku aktivnost, ali se u nizu napona cink nalazi mnogo ranije od bakra. Razlog za ovu vrstu nedosljednosti je sljedeći.

Kada se porede metali koji zauzimaju određenu poziciju u periodnom sistemu, mera njihove hemijske aktivnosti - redukciona sposobnost - uzima se kao vrednost energije jonizacije slobodnih atoma. Zaista, tokom prijelaza, na primjer, od vrha do dna duž glavne podgrupe grupe I periodnog sistema, energija ionizacije atoma se smanjuje, što je povezano s povećanjem njihovih polumjera (tj. sa velikom udaljenosti vanjskih elektrona iz jezgra) i sa sve većim ekranizacijom pozitivnog naelektrisanja jezgra od strane srednjih elektronskih slojeva (videti § 31). Stoga, atomi kalija pokazuju veću hemijsku aktivnost - imaju jača redukcijska svojstva - od atoma natrijuma, a atomi natrijuma su aktivniji od atoma litija.

Kada se porede metali u nizu napona, mera hemijske aktivnosti se uzima kao rad pretvaranja metala u čvrstom stanju u hidratizovane jone u vodenom rastvoru. Ovaj rad se može predstaviti kao zbir tri pojma: energija atomizacije - transformacija kristala metala u izolirane atome, energija jonizacije slobodnih atoma metala i energija hidratacije nastalih jona. Energija atomizacije karakteriše čvrstoću kristalne rešetke datog metala. Energija jonizacije atoma - odvajanje valentnih elektrona od njih - direktno je određena pozicijom metala u periodnom sistemu. Energija koja se oslobađa tokom hidratacije zavisi od elektronske strukture jona, njegovog naboja i radijusa.

Litijum i kalijum joni, koji imaju isti naboj, ali različite poluprečnike, stvoriće nejednaka električna polja oko sebe. Polje stvoreno u blizini malih jona litijuma bit će jače od polja u blizini velikih jona kalija. Iz ovoga je jasno da će litijevi joni hidratizirati uz oslobađanje više energije nego kalijevi.

Dakle, u toku transformacije koja se razmatra, energija se troši na atomizaciju i jonizaciju, a energija se oslobađa tokom hidratacije. Što je manja ukupna potrošnja energije, to će cijeli proces biti lakši i bliže početku niza napona će se dati metal nalaziti. Ali od tri člana ukupnog energetskog bilansa, samo jedan - energija jonizacije - direktno je određen položajem metala u periodičnom sistemu. Prema tome, nema razloga očekivati ​​da će međusobni položaj pojedinih metala u nizu napona uvijek odgovarati njihovom položaju u periodnom sistemu. Dakle, za litijum je ukupna potrošnja energije manja nego za kalij, shodno čemu je litijum u nizu napona ispred kalijuma.

Za bakar i cink, potrošnja energije za jonizaciju slobodnih atoma i njen dobitak tokom hidratacije jona su bliski. Ali metalni bakar formira jaču kristalnu rešetku od cinka, što se može vidjeti iz poređenja tačaka topljenja ovih metala: cink se topi na , a bakar samo na . Zbog toga je energija utrošena na atomizaciju ovih metala značajno različita, usled čega su ukupni troškovi energije za ceo proces u slučaju bakra mnogo veći nego u slučaju cinka, što objašnjava relativni položaj ovih metala. metali u naponskoj seriji.

Prilikom prelaska iz vode u nevodene rastvarače može se promijeniti međusobni položaj metala u nizu napona. Razlog tome leži u činjenici da energija solvatacije jona različitih metala varira na različite načine pri prelasku iz jednog rastvarača u drugi.

Konkretno, ion bakra je vrlo snažno rastvoren u nekim organskim rastvaračima; to dovodi do činjenice da se u takvim rastvaračima bakar nalazi u nizu napona do vodonika i istiskuje ga iz kiselih otopina.

Dakle, za razliku od periodnog sistema elemenata, niz napona u metalima nije odraz opšte Regularnosti, na osnovu koje je moguće dati raznovrsnu Karakteriku hemijskih svojstava metala. Niz napona karakteriše samo redoks sposobnost elektrohemijskog sistema "metal - metal ion" pod strogo definisanim uslovima: vrednosti date u njemu odnose se na vodeni rastvor, temperaturu i jediničnu koncentraciju (aktivnost) metala joni.

Serija elektrohemijske aktivnosti metala(serija napona, niz standardnih elektrodnih potencijala) - niz u kojem su metali raspoređeni po rastućem standardnom elektrohemijskom potencijalu φ 0, što odgovara polureakcije redukcije metalnih katjona Me n+ : Me n+ + nē → Me

Praktična upotreba serije metalnih aktivnosti

Za uporednu procenu hemijske aktivnosti metala u reakcijama sa vodenim rastvorima soli i kiselina i za procenu katodnih i anodnih procesa u toku elektrolize u praksi se koristi niz napona:

  • Metali lijevo od vodika su jači redukcijski agensi od metala s desne strane: oni istiskuju potonje iz otopina soli. Na primjer, interakcija Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu moguća je samo u smjeru naprijed.
  • Metali u redu lijevo od vodonika istiskuju vodonik pri interakciji s vodenim otopinama neoksidirajućih kiselina; najaktivniji metali (do i uključujući aluminij) - i pri interakciji s vodom.
  • Metali u redu desno od vodonika ne stupaju u interakciju sa vodenim rastvorima neoksidirajućih kiselina u normalnim uslovima.
  • Tokom elektrolize, metali desno od vodonika se oslobađaju na katodi; smanjenje metala umjerene aktivnosti praćeno je oslobađanjem vodika; najaktivniji metali (sve do aluminijuma) ne mogu se izolovati iz vodenih rastvora soli u normalnim uslovima.

Alkalni metali se smatraju najaktivnijim:

  • litijum;
  • natrijum;
  • kalijum;
  • rubidijum;
  • cezijum;
  • francium.

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

Što se metal više nalazi u seriji standardnih potencijala elektrode, to je redukciono sredstvo jači, najjači redukcioni agens je metalni litijum, zlato je najslabiji, i obrnuto, ion zlata (III) je najjači oksidant agent, litijum (I) je najslabiji.

Svaki metal je u stanju da obnovi iz soli u rastvoru one metale koji su u nizu napona posle njega, na primer, gvožđe može istisnuti bakar iz rastvora svojih soli. Međutim, treba imati na umu da će alkalni i zemnoalkalni metali direktno komunicirati s vodom.

Metali, koji stoje u nizu napona lijevo od vodonika, mogu ga istisnuti iz otopina razrijeđenih kiselina, dok se u njima rastvaraju.

Redukciona aktivnost metala ne odgovara uvek njegovom položaju u periodnom sistemu, jer se prilikom određivanja mesta metala u nizu uzima u obzir ne samo njegova sposobnost da donira elektrone, već i energija koja se troši na uništavanje. kristalne rešetke metala, kao i energije koja se troši na hidrataciju jona.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

    OD kiseonik većina metala formira okside - amfoterne i bazične:

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3.

Alkalni metali, sa izuzetkom litijuma, formiraju perokside:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

    OD halogeni metali formiraju soli halogenovodoničnih kiselina, npr.

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

    OD vodonik najaktivniji metali formiraju ionske hidride - tvari slične solima u kojima vodik ima oksidacijsko stanje -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

    OD siva metali formiraju sulfide - soli hidrosulfidne kiseline:

    OD nitrogen neki metali formiraju nitride, reakcija se gotovo uvijek odvija kada se zagrije:

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2.

    OD ugljenik nastaju karbidi.

4Al + 3C \u003d Al 3 C 4.

    OD fosfor - fosfidi:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

    Metali mogu međusobno da se formiraju intermetalnih jedinjenja :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

    Metali se mogu rastvoriti jedan u drugom na visokoj temperaturi bez interakcije, formiranja legure.

Legure

Legure nazivaju se sistemi koji se sastoje od dva ili više metala, kao i metala i nemetala, koji imaju karakteristična svojstva svojstvena samo metalnom stanju.

Svojstva legura su vrlo raznolika i razlikuju se od svojstava njihovih komponenti, na primjer, da bi zlato bilo tvrđe i pogodnije za izradu nakita, dodaje mu se srebro, a legura koja sadrži 40% kadmijuma i 60% bizmuta ima tačka topljenja od 144 °C, odnosno mnogo niža od tačke topljenja njegovih komponenti (Cd 321 °S, Bi 271 °S).

Moguće su sljedeće vrste legura:

Rastopljeni metali se miješaju jedan s drugim u bilo kojem omjeru, otapajući se jedan u drugom bez ograničenja, na primjer, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni i drugi. Ove legure su homogenog sastava, imaju visoku hemijsku otpornost, provode električnu struju;

Ispravljeni metali se međusobno miješaju u bilo kojem omjeru, međutim, kada se ohlade, oni se raslojavaju i dobiva se masa koja se sastoji od pojedinačnih kristala komponenti, na primjer, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb i drugih.

Restorativna svojstva- Ovo su glavna hemijska svojstva karakteristična za sve metale. Oni se manifestiraju u interakciji sa širokim spektrom oksidansa, uključujući oksidanse iz okoline. Općenito, interakcija metala s oksidacijskim agensima može se izraziti shemom:

Me + Oksidator" Ja(+X),

Gdje je (+X) pozitivno oksidacijsko stanje Me.

Primjeri oksidacije metala.

Fe + O 2 → Fe (+3) 4Fe + 3O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

  • Serija aktivnosti metala

    Redukciona svojstva metala se međusobno razlikuju. Potencijali elektroda E koriste se kao kvantitativna karakteristika redukcijskih svojstava metala.

    Što je metal aktivniji, to je negativniji njegov standardni potencijal elektrode E o.

    Metali poredani u nizu kako se njihova oksidativna aktivnost smanjuje formiraju niz aktivnosti.

    Serija aktivnosti metala

    Ja Li K Ca N / A mg Al Mn Zn Cr Fe Ni lok Pb H2 Cu Ag Au
    Mez+ Li + K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al 3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ sn 2+ Pb 2+ H+ Cu2+ Ag+ Au 3+
    E o, B -3,0 -2,9 -2,87 -2,71 -2,36 -1,66 -1,18 -0,76 -0,74 -0,44 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,80 +1,50
    Metal sa negativnijom Eo vrijednošću može reducirati metalni kation s pozitivnijim potencijalom elektrode.

    Redukcija metala iz rastvora njegove soli drugim metalom sa većom redukcijom naziva se cementacija.. Cementacija se koristi u metalurškim tehnologijama.

    Konkretno, Cd se dobija redukovanjem iz rastvora njegove soli sa cinkom.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Interakcija metala sa kiseonikom

    Kiseonik je jako oksidaciono sredstvo. Može oksidirati veliku većinu metala osimAuIPt . Metali u zraku dolaze u kontakt s kisikom, stoga se pri proučavanju kemije metala uvijek obraća pažnja na karakteristike interakcije metala s kisikom.

    Svi znaju da je željezo u vlažnom zraku prekriveno hrđom - hidratiziranim željeznim oksidom. Ali mnogi metali u kompaktnom stanju na ne previsokoj temperaturi pokazuju otpornost na oksidaciju, jer na svojoj površini stvaraju tanke zaštitne filmove. Ovi filmovi oksidacionih proizvoda ne dozvoljavaju oksidacionom sredstvu da dođe u kontakt sa metalom. Fenomen stvaranja zaštitnih slojeva na površini metala koji sprečavaju oksidaciju metala naziva se pasivizacija metala.

    Povećanje temperature potiče oksidaciju metala kisikom. Aktivnost metala se povećava u fino usitnjenom stanju. Većina metala u prahu gori u kiseoniku.

  • s-metali

    Prikazana je najveća restauratorska aktivnosts-metali. Metali Na, K, Rb Cs su sposobni da se zapale na vazduhu, a skladište se u zatvorenim posudama ili ispod sloja kerozina. Be i Mg se pasiviraju na niskim temperaturama u vazduhu. Ali kada se zapali, Mg traka gori blistavim plamenom.

    MetaliIIA-podgrupe i Li, u interakciji sa kiseonikom, formiraju okside.

    2Ca + O 2 \u003d 2CaO

    4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

    Alkalni metali, osimLi, u interakciji s kisikom ne stvaraju okside, već peroksideJa 2 O 2 i superoksidiMeO 2 .

    2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • p-metali

    Metali u vlasništvustr- do bloka na zraku su pasivizirani.

    Prilikom izgaranja u kiseoniku

    • Metali IIIA podgrupe formiraju okside tipa Ja 2 O 3,
    • Sn se oksidira u SNO 2 , i Pb - do PbO
    • Bi ide u Bi 2 O 3.

  • d-metali

    Sved- metali iz perioda 4 se oksidiraju kiseonikom. Sc, Mn, Fe se najlakše oksidiraju. Posebno otporan na Ti, V, Cr koroziju.

    Pri sagorevanju u kiseoniku od svegad

    Pri sagorevanju u kiseoniku od svegad- elementi 4. perioda, samo skandij, titanijum i vanadijum formiraju okside u kojima je Me u najvećem oksidacionom stanju, jednak broju grupe. Preostali d-metali 4. perioda, kada se sagore u kiseoniku, formiraju okside u kojima je Me u srednjim, ali stabilnim oksidacionim stanjima.

    Vrste oksida koje formiraju d-metali u 4 perioda tokom sagorevanja u kiseoniku:

    • Meo oblik Zn, Cu, Ni, Co. (pri T>1000oS Cu formira Cu 2 O),
    • Ja 2 O 3, oblik Cr, Fe i Sc,
    • MeO 2 - Mn i Ti
    • V formira najviši oksid - V 2 O 5 .
    d-metali 5. i 6. perioda, osim Y, La, više od svih drugih metala otporni su na oksidaciju. Ne reagovati sa kiseonikom Au, Pt .

    Pri sagorevanju u kiseonikud-metali 5 i 6 perioda po pravilu formiraju više okside, izuzeci su metali Ag, Pd, Rh, Ru.

    Vrste oksida formiranih od d-metala od 5 i 6 perioda tokom sagorevanja u kiseoniku:

    • Ja 2 O 3- oblik Y, La; Rh;
    • MeO 2- Zr, Hf; Ir:
    • Ja 2 O 5- Nb, Ta;
    • MeO 3- Mo, W
    • Ja 2 O 7- Tc, Re
    • Meo 4 - Os
    • MeO- Cd, Hg, Pd;
    • Ja 2 O- Ag;

  • Interakcija metala sa kiselinama

    U kiselim rastvorima, vodikov kation je oksidaciono sredstvo.. H + kation može oksidirati metale u nizu aktivnosti u vodonik, tj. imaju negativne potencijale elektrode.

    Mnogi metali, kada se oksidiraju, u kiselim vodenim otopinama, mnogi se pretvaraju u kationeMez + .

    Anioni brojnih kiselina mogu pokazati oksidirajuća svojstva koja su jača od H+. Takvi oksidanti uključuju anione i najčešće kiseline H 2 SO 4 IHNO 3 .

    Anioni NO 3 - pokazuju oksidirajuća svojstva pri bilo kojoj koncentraciji u otopini, ali produkti redukcije ovise o koncentraciji kiseline i prirodi oksidiranog metala.

    Anjoni SO 4 2- pokazuju oksidirajuća svojstva samo u koncentrovanom H 2 SO 4 .

    Proizvodi za redukciju oksidatora: H + , NO 3 - , SO 4 2 -

    2H + + 2e - =H 2

    SO 4 2- iz koncentrisanog H 2 SO 4 SO 4 2- + 2e - + 4 H + = SO 2 + 2 H 2 O

    (moguće i formiranje S, H 2 S)

    NO 3 - iz koncentrisanog HNO 3 NE 3 - + e - +2H+= NO 2 + H 2 O
    NO 3 - iz razrijeđenog HNO 3 NE 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H 2 O

    (Takođe je moguće formirati N 2 O, N 2, NH 4 +)

    Primjeri reakcija interakcije metala sa kiselinama

    Zn + H 2 SO 4 (razb.) "ZnSO 4 + H 2

    8Al + 15H 2 SO 4 (c.) "4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

    3Ni + 8HNO 3 (deb.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 4HNO 3 (c.) "Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

  • Proizvodi oksidacije metala u kiselim otopinama

    Alkalni metali formiraju kation tipa Me +, s-metali druge grupe formiraju katione Ja 2+.

    P-blok metali, kada se rastvore u kiselinama, formiraju katione navedene u tabeli.

    Metali Pb i Bi se otapaju samo u azotnoj kiselini.

    Ja Al Ga U Tl lok Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga3+ U 3+ Tl + sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo, B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Svi d-metali 4 perioda osim Cu , mogu se oksidirati jonimaH+ u kiselim rastvorima.

    Vrste kationa formiranih od d-metala 4 perioda:

    • Ja 2+(formiraju d-metale u rasponu od Mn do Cu)
    • ja 3+ ( formiraju Sc, Ti, V, Cr i Fe u azotnoj kiselini).
    • Ti i V takođe formiraju katione MeO 2+
    d-elementi perioda 5 i 6 su otporniji na oksidaciju od 4d- metali.

    U kiselim rastvorima H + može oksidirati: Y, La, Cd.

    U HNO 3 može rastvoriti: Cd, Hg, Ag. Vrući HNO 3 otapa Pd, Tc, Re.

    U vrućem H 2 SO 4 rastvoriti: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Metali: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W se obično rastvaraju u mješavini HNO 3 + HF.

    U carskoj vodici (mješavine HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au i Os se teško mogu rastvoriti). Razlog rastvaranja metala u aqua regia ili u mješavini HNO 3 + HF je stvaranje kompleksnih spojeva.

    Primjer. Otapanje zlata u aqua regia postaje moguće zbog formiranja kompleksa -

    Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O

  • Interakcija metala sa vodom

    Oksidirajuća svojstva vode su posljedica H(+1).

    2H 2 O + 2e -" H 2 + 2OH -

    Pošto je koncentracija H+ u vodi niska, njena oksidaciona svojstva su niska. Metali se mogu rastvoriti u vodi E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Sves- metali, osim Be i Mg lako rastvorljiv u vodi.

    2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 Oh -

    Na reaguje snažno sa vodom, oslobađajući toplotu. Emitovani H 2 može se zapaliti.

    2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

    Mg se rastvara samo u kipućoj vodi, Be je zaštićen od oksidacije inertnim nerastvorljivim oksidom

    p-blok metali su manje moćni redukcioni agensi ods.

    Među p-metalima, redukciona aktivnost je veća za metale IIIA podgrupe, Sn i Pb su slabi redukcioni agensi, Bi ima Eo > 0.

    p-metali se ne rastvaraju u vodi u normalnim uslovima. Kada se zaštitni oksid otopi sa površine u alkalnim otopinama, Al, Ga i Sn se oksidiraju vodom.

    Među d-metalima, oni se oksidiraju vodom kada se zagreju Sc i Mn, La, Y. Gvožđe reaguje sa vodenom parom.

  • Interakcija metala sa alkalnim rastvorima

    U alkalnim rastvorima voda deluje kao oksidaciono sredstvo..

    2H 2 O + 2e - \u003dH 2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH \u003d 14)

    Oksidirajuća svojstva vode opadaju s povećanjem pH, zbog smanjenja koncentracije H+. ipak, neki metali koji se ne otapaju u vodi otapaju se u alkalnim rastvorima, na primjer, Al, Zn i neki drugi. Glavni razlog za otapanje takvih metala u alkalnim rastvorima je taj što su oksidi i hidroksidi ovih metala amfoterni i rastvaraju se u lužini, eliminišući barijeru između oksidacionog agensa i redukcionog agensa.

    Primjer. Otapanje Al u rastvoru NaOH.

    2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na + 3H 2

    • Dijeli