Tutti i metalli, a seconda della loro attività redox, sono combinati in una serie chiamata serie di tensione elettrochimica dei metalli (poiché i metalli in essa contenuti sono disposti in ordine di potenziali elettrochimici standard crescenti) o serie di attività dei metalli:

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

I metalli più reattivi sono nell'ordine di attività fino all'idrogeno, e più a sinistra si trova il metallo, più è attivo. I metalli che si trovano vicino all'idrogeno nella serie di attività sono considerati inattivi.

Alluminio

L'alluminio è un colore bianco argenteo. Le principali proprietà fisiche dell'alluminio sono la leggerezza, l'elevata conducibilità termica ed elettrica. Allo stato libero, se esposto all'aria, l'alluminio è ricoperto da un forte film di ossido Al 2 O 3 , che lo rende resistente agli acidi concentrati.

L'alluminio appartiene ai metalli della famiglia p. La configurazione elettronica del livello di energia esterna è 3s 2 3p 1 . Nei suoi composti, l'alluminio presenta uno stato di ossidazione pari a "+3".

L'alluminio si ottiene per elettrolisi dell'ossido fuso di questo elemento:

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

Tuttavia, a causa della bassa resa del prodotto, viene più spesso utilizzato il metodo per ottenere l'alluminio mediante elettrolisi di una miscela di Na 3 e Al 2 O 3. La reazione procede quando riscaldata a 960°C e in presenza di catalizzatori - fluoruri (AlF 3 , CaF 2 , ecc.), mentre l'alluminio viene rilasciato al catodo e l'ossigeno viene rilasciato all'anodo.

L'alluminio è in grado di interagire con l'acqua dopo aver rimosso il film di ossido dalla sua superficie (1), interagire con sostanze semplici (ossigeno, alogeni, azoto, zolfo, carbonio) (2-6), acidi (7) e basi (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)

Calcio

Nella sua forma libera, Ca è un metallo bianco argenteo. Se esposto all'aria, si ricopre istantaneamente di una pellicola giallastra, che è il prodotto della sua interazione con le parti costitutive dell'aria. Il calcio è un metallo abbastanza duro, ha un reticolo cristallino centrato sulla faccia cubica.

La configurazione elettronica del livello di energia esterna è 4s 2 . Il calcio nei suoi composti presenta uno stato di ossidazione pari a "+2".

Il calcio si ottiene per elettrolisi di sali fusi, il più delle volte cloruri:

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Il calcio è in grado di dissolversi in acqua con la formazione di idrossidi che presentano forti proprietà basiche (1), reagire con l'ossigeno (2), formare ossidi, interagire con i non metalli (3-8), dissolversi negli acidi (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)

Ferro e suoi composti

Il ferro è un metallo grigio. Nella sua forma pura è abbastanza morbido, malleabile e duttile. La configurazione elettronica del livello di energia esterna è 3d 6 4s 2 . Nei suoi composti, il ferro presenta gli stati di ossidazione "+2" e "+3".

Il ferro metallico reagisce con il vapore acqueo, formando un ossido misto (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Nell'aria il ferro si ossida facilmente, soprattutto in presenza di umidità (arrugginisce):

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

Come altri metalli, il ferro reagisce con sostanze semplici, ad esempio alogeni (1), si dissolve in acidi (2):

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

Il ferro forma un'intera gamma di composti, poiché presenta diversi stati di ossidazione: idrossido di ferro (II), idrossido di ferro (III), sali, ossidi, ecc. Quindi, l'idrossido di ferro (II) può essere ottenuto dall'azione di soluzioni alcaline sui sali di ferro (II) senza accesso all'aria:

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

L'idrossido di ferro (II) è solubile in acidi e ossidato a idrossido di ferro (III) in presenza di ossigeno.

I sali di ferro (II) presentano le proprietà di agenti riducenti e vengono convertiti in composti di ferro (III).

L'ossido di ferro (III) non si ottiene dalla combustione del ferro in ossigeno; per ottenerlo è necessario bruciare solfuri di ferro o calcinare altri sali di ferro:

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

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

I composti del ferro (III) presentano deboli proprietà ossidanti e sono in grado di entrare in OVR con forti agenti riducenti:

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

Produzione di ferro e acciaio

Acciai e ghise sono leghe di ferro con carbonio e il contenuto di carbonio nell'acciaio arriva fino al 2% e nella ghisa al 2-4%. Acciai e ghise contengono additivi leganti: acciai - Cr, V, Ni e ghisa - Si.

Esistono vari tipi di acciai, quindi, in base al loro scopo, si distinguono acciai strutturali, inossidabili, per utensili, resistenti al calore e criogenici. In base alla composizione chimica si distinguono il carbonio (basso, medio e alto tenore di carbonio) e legato (basso, medio e alto tenore di carbonio). A seconda della struttura si distinguono acciai austenitici, ferritici, martensitici, perlitici e bainitici.

Gli acciai hanno trovato applicazione in molti settori dell'economia nazionale, come l'edilizia, la chimica, la petrolchimica, la protezione dell'ambiente, l'energia dei trasporti e altre industrie.

A seconda della forma del contenuto di carbonio nella ghisa - cementite o grafite, nonché della loro quantità, si distinguono diversi tipi di ghisa: bianca (colore chiaro della frattura per la presenza di carbonio sotto forma di cementite), grigio (colore grigio della frattura per la presenza di carbonio sotto forma di grafite), malleabile e resistente al calore. Le ghise sono leghe molto fragili.

Le aree di applicazione della ghisa sono vaste: decorazioni artistiche (recinzioni, cancelli), parti del corpo, attrezzature idrauliche, articoli per la casa (padelle) sono realizzate in ghisa, è utilizzata nell'industria automobilistica.

Esempi di problem solving

ESEMPIO 1

Esercizio	Una lega di magnesio e alluminio del peso di 26,31 g è stata sciolta in acido cloridrico. In questo caso sono stati rilasciati 31.024 litri di gas incolore. Determina le frazioni di massa dei metalli nella lega.
Decisione	Entrambi i metalli sono in grado di reagire con l'acido cloridrico, a seguito del quale viene rilasciato idrogeno: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 Trova il numero totale di moli di idrogeno rilasciate: v(H 2) \u003d V (H 2) / V m v (H 2) \u003d 31,024 / 22,4 \u003d 1,385 mol Sia la quantità di sostanza Mg x mol e Al sia y mol. Quindi, sulla base delle equazioni di reazione, possiamo scrivere un'espressione per il numero totale di moli di idrogeno: x + 1,5y = 1,385 Esprimiamo la massa dei metalli nella miscela: Quindi, la massa della miscela sarà espressa dall'equazione: 24x + 27y = 26.31 Abbiamo un sistema di equazioni: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26.31 Risolviamolo: 33.24 -36y + 27y \u003d 26.31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Quindi, la massa dei metalli nella miscela: m (Mg) \u003d 24 × 0,23 \u003d 5,52 g m(Al) \u003d 27 × 0,77 \u003d 20,79 g Trova le frazioni di massa dei metalli nella miscela: ώ =m(Me)/m somma ×100% ώ(Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98% ώ(Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
Risposta	Frazioni di massa dei metalli nella lega: 20,98%, 79,02%

Se, dall'intera serie di potenziali elettrodi standard, individuiamo solo quei processi elettrodici che corrispondono all'equazione generale

quindi otteniamo una serie di sollecitazioni dei metalli. Oltre ai metalli, in questa serie è sempre incluso l'idrogeno, il che consente di vedere quali metalli sono in grado di sostituire l'idrogeno dalle soluzioni acquose di acidi.

Tabella 19

Nella tabella sono riportate alcune sollecitazioni per i metalli più importanti. 19. La posizione di un particolare metallo in una serie di sollecitazioni caratterizza la sua capacità di interazioni redox in soluzioni acquose in condizioni standard. Gli ioni metallici sono agenti ossidanti e i metalli sotto forma di sostanze semplici sono agenti riducenti. Allo stesso tempo, più il metallo si trova nella serie di tensioni, più forte è l'agente ossidante in una soluzione acquosa i suoi ioni e viceversa, più il metallo è vicino all'inizio della serie, più forte è il riducente le proprietà sono esibite da una sostanza semplice: il metallo.

Potenziale di processo dell'elettrodo

in un mezzo neutro è B (vedi pagina 273). I metalli attivi all'inizio della serie, avendo un potenziale molto più negativo di -0,41 V, sostituiscono l'idrogeno dall'acqua. Il magnesio sposta solo l'idrogeno dall'acqua calda. I metalli situati tra il magnesio e il cadmio di solito non sostituiscono l'idrogeno dall'acqua. Sulla superficie di questi metalli si formano film di ossido che hanno un effetto protettivo.

I metalli situati tra il magnesio e l'idrogeno spostano l'idrogeno dalle soluzioni acide. Allo stesso tempo, sulla superficie di alcuni metalli si formano anche delle pellicole protettive che inibiscono la reazione. Pertanto, un film di ossido sull'alluminio rende questo metallo resistente non solo in acqua, ma anche in soluzioni di determinati acidi. Il piombo non si dissolve in acido solforico a una concentrazione inferiore a , poiché il sale formato durante l'interazione del piombo con l'acido solforico è insolubile e crea un film protettivo sulla superficie del metallo. Il fenomeno della profonda inibizione dell'ossidazione del metallo, dovuto alla presenza di ossido protettivo o film di sale sulla sua superficie, è chiamato passività, e lo stato del metallo in questo caso è chiamato stato passivo.

I metalli sono in grado di spostarsi a vicenda dalle soluzioni saline. La direzione della reazione è determinata in questo caso dalla loro posizione reciproca nella serie di tensioni. Considerando casi specifici di tali reazioni, va ricordato che i metalli attivi spostano l'idrogeno non solo dall'acqua, ma anche da qualsiasi soluzione acquosa. Pertanto, lo spostamento reciproco dei metalli dalle soluzioni dei loro sali si verifica praticamente solo nel caso di metalli situati nella riga dopo il magnesio.

Lo spostamento dei metalli dai loro composti da parte di altri metalli fu studiato per la prima volta in dettaglio da Beketov. Come risultato del suo lavoro, ha disposto i metalli in base alla loro attività chimica in una serie di spostamenti, che è il prototipo di una serie di sollecitazioni metalliche.

La posizione reciproca di alcuni metalli nella serie delle tensioni e nel sistema periodico a prima vista non corrisponde tra loro. Ad esempio, in base alla posizione nel sistema periodico, la reattività del potassio deve essere maggiore del sodio e il sodio deve essere maggiore del litio. Nella serie di voltaggi, il litio è il più attivo e il potassio occupa una posizione intermedia tra il litio e il sodio. Zinco e rame, in base alla loro posizione nel sistema periodico, dovrebbero avere un'attività chimica approssimativamente uguale, ma nella serie di tensioni lo zinco si trova molto prima del rame. La ragione di questo tipo di incoerenza è la seguente.

Quando si confrontano metalli che occupano una posizione particolare nel sistema periodico, la misura della loro attività chimica - capacità riducente - è assunta come valore dell'energia di ionizzazione degli atomi liberi. Infatti, durante il passaggio, ad esempio, dall'alto verso il basso lungo il sottogruppo principale del gruppo I del sistema periodico, l'energia di ionizzazione degli atomi diminuisce, che è associata ad un aumento dei loro raggi (cioè con una grande distanza di elettroni dal nucleo) e con schermatura crescente della carica positiva del nucleo da strati di elettroni intermedi (vedi § 31). Pertanto, gli atomi di potassio mostrano una maggiore attività chimica - hanno proprietà riducenti più forti - rispetto agli atomi di sodio e gli atomi di sodio sono più attivi degli atomi di litio.

Quando si confrontano i metalli in una serie di tensioni, la misura dell'attività chimica viene considerata come il lavoro di conversione di un metallo allo stato solido in ioni idratati in una soluzione acquosa. Questo lavoro può essere rappresentato come la somma di tre termini: l'energia di atomizzazione - la trasformazione di un cristallo di metallo in atomi isolati, l'energia di ionizzazione degli atomi di metallo liberi e l'energia di idratazione degli ioni risultanti. L'energia di atomizzazione caratterizza la forza del reticolo cristallino di un dato metallo. L'energia di ionizzazione degli atomi - il distacco degli elettroni di valenza da essi - è determinata direttamente dalla posizione del metallo nel sistema periodico. L'energia rilasciata durante l'idratazione dipende dalla struttura elettronica dello ione, dalla sua carica e dal raggio.

Gli ioni litio e potassio, aventi la stessa carica ma raggi diversi, creeranno campi elettrici disuguali attorno a loro. Il campo generato vicino a piccoli ioni di litio sarà più forte del campo vicino a grandi ioni potassio. Da ciò è chiaro che gli ioni di litio si idrateranno con il rilascio di più energia rispetto a quelli di potassio.

Pertanto, nel corso della trasformazione in esame, l'energia viene spesa per l'atomizzazione e la ionizzazione e l'energia viene rilasciata durante l'idratazione. Minore è il consumo di energia totale, più facile sarà l'intero processo e più vicino all'inizio della serie di tensioni sarà localizzato il metallo dato. Ma dei tre termini del bilancio energetico totale, solo uno - l'energia di ionizzazione - è determinato direttamente dalla posizione del metallo nel sistema periodico. Di conseguenza, non c'è motivo di aspettarsi che la posizione reciproca di alcuni metalli in una serie di tensioni corrisponda sempre alla loro posizione nel sistema periodico. Quindi, per il litio, il consumo di energia totale è inferiore a quello per il potassio, in base al quale il litio è nella serie di tensioni prima del potassio.

Per rame e zinco, il dispendio di energia per la ionizzazione degli atomi liberi e il suo guadagno durante l'idratazione degli ioni sono vicini. Ma il rame metallico forma un reticolo cristallino più forte dello zinco, che può essere visto da un confronto dei punti di fusione di questi metalli: lo zinco fonde a e il rame solo a . Pertanto, l'energia spesa per l'atomizzazione di questi metalli è significativamente diversa, per cui i costi energetici totali per l'intero processo nel caso del rame sono molto maggiori rispetto al caso dello zinco, il che spiega la posizione relativa di questi metalli nella serie di tensione.

Quando si passa dall'acqua a solventi non acquosi, la posizione reciproca dei metalli in una serie di tensioni può cambiare. La ragione di ciò risiede nel fatto che l'energia di solvatazione degli ioni di vari metalli varia in modi diversi quando si passa da un solvente all'altro.

In particolare, lo ione rame è solvato molto vigorosamente in alcuni solventi organici; ciò porta al fatto che in tali solventi il ​​rame si trova in una serie di tensioni fino all'idrogeno e lo sposta dalle soluzioni acide.

Pertanto, contrariamente al sistema periodico degli elementi, una serie di sollecitazioni nei metalli non è un riflesso della Regolarità generale, sulla base della quale è possibile dare una caratteristica versatile delle proprietà chimiche dei metalli. Una serie di tensioni Caratterizza solo la capacità redox del sistema elettrochimico "metallo - ione metallico" in condizioni rigorosamente definite: i valori in esso riportati si riferiscono a una soluzione acquosa, temperatura e concentrazione unitaria (attività) di metallo ioni.

Serie di attività elettrochimica dei metalli(una serie di tensioni, una serie di potenziali elettrodi standard) - una sequenza in cui i metalli sono disposti in modo da aumentare i loro potenziali elettrochimici standard φ 0, corrispondente alla semireazione di riduzione del catione metallico Me n+ : Me n+ + nē → Me

Uso pratico delle serie di attività dei metalli

Un certo numero di tensioni vengono utilizzate in pratica per una valutazione comparativa dell'attività chimica dei metalli nelle reazioni con soluzioni acquose di sali e acidi e per la valutazione dei processi catodici e anodici durante l'elettrolisi:

• I metalli a sinistra dell'idrogeno sono agenti riducenti più forti dei metalli a destra: spostano quest'ultimo dalle soluzioni saline. Ad esempio, l'interazione Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu è possibile solo in avanti.
• I metalli nella fila a sinistra dell'idrogeno spostano l'idrogeno quando interagiscono con soluzioni acquose di acidi non ossidanti; i metalli più attivi (fino all'alluminio compreso) - e quando interagiscono con l'acqua.
• I metalli nella fila a destra dell'idrogeno non interagiscono con soluzioni acquose di acidi non ossidanti in condizioni normali.
• Durante l'elettrolisi, i metalli a destra dell'idrogeno vengono rilasciati al catodo; la riduzione dei metalli di attività moderata è accompagnata dal rilascio di idrogeno; i metalli più attivi (fino all'alluminio) non possono essere isolati da soluzioni acquose di sali in condizioni normali.

I metalli alcalini sono considerati i più attivi:

• litio;
• sodio;
• potassio;
• rubidio;
• cesio;
• francio.

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

Più il metallo è a sinistra nella serie dei potenziali degli elettrodi standard, più forte è l'agente riducente, l'agente riducente più forte è il litio metallico, l'oro è il più debole e, al contrario, lo ione oro (III) è il più forte ossidante agente, il litio (I) è il più debole.

Ogni metallo è in grado di ripristinare dai sali in soluzione quei metalli che si trovano in una serie di tensioni dopo di esso, ad esempio il ferro può spostare il rame dalle soluzioni dei suoi sali. Tuttavia, va ricordato che i metalli alcalini e alcalino terrosi interagiranno direttamente con l'acqua.

I metalli, che si trovano nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno, sono in grado di spostarlo dalle soluzioni di acidi diluiti, dissolvendosi in esse.

L'attività riducente di un metallo non sempre corrisponde alla sua posizione nel sistema periodico, perché quando si determina il posto di un metallo in una serie, non viene presa in considerazione solo la sua capacità di donare elettroni, ma anche l'energia spesa per la distruzione del reticolo cristallino del metallo, nonché l'energia spesa per l'idratazione degli ioni.

Interazione con sostanze semplici

Insieme a ossigeno la maggior parte dei metalli forma ossidi - anfoteri e basici:

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

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

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

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

Insieme a alogeni i metalli formano sali di acidi idroalici, ad esempio,

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

Insieme a idrogeno i metalli più attivi formano idruri ionici - sostanze simili al sale in cui l'idrogeno ha uno stato di ossidazione di -1.

2Na + H2 = 2NaH.

Insieme a grigio i metalli formano solfuri - sali di acido idrosolfuro:

Insieme a azoto alcuni metalli formano nitruri, la reazione procede quasi sempre quando riscaldati:

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

Insieme a carbonio si formano i carburi.

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

Insieme a fosforo - fosfuri:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

I metalli possono interagire tra loro per formarsi composti intermetallici :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

I metalli possono dissolversi l'uno nell'altro ad alta temperatura senza interazione, formandosi leghe.

leghe

leghe sono chiamati sistemi costituiti da due o più metalli, nonché metalli e non metalli, che hanno proprietà caratteristiche inerenti solo allo stato metallico.

Le proprietà delle leghe sono molto diverse e differiscono dalle proprietà dei loro componenti, ad esempio, per rendere l'oro più duro e più adatto alla creazione di gioielli, viene aggiunto argento e una lega contenente il 40% di cadmio e il 60% di bismuto ha un punto di fusione di 144 °C, cioè molto inferiore al punto di fusione dei suoi componenti (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Sono possibili i seguenti tipi di leghe:

I metalli fusi si mescolano tra loro in qualsiasi rapporto, dissolvendosi l'uno nell'altro senza limiti, ad esempio Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni e altri. Queste leghe sono di composizione omogenea, hanno un'elevata resistenza chimica, conducono corrente elettrica;

I metalli raddrizzati vengono miscelati tra loro in qualsiasi rapporto, tuttavia, una volta raffreddati, si delaminano e si ottiene una massa costituita da singoli cristalli di componenti, ad esempio Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb e altri.

Proprietà ricostituenti- Queste sono le principali proprietà chimiche caratteristiche di tutti i metalli. Si manifestano in interazione con un'ampia varietà di ossidanti, compresi gli ossidanti dall'ambiente. In generale, l'interazione di un metallo con agenti ossidanti può essere espressa dallo schema:

Io + ossidante" Me(+X),

Dove (+X) è lo stato di ossidazione positivo di Me.

Esempi di ossidazione dei metalli.

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

Serie di attività dei metalli

Le proprietà riducenti dei metalli differiscono l'una dall'altra. I potenziali degli elettrodi E sono usati come caratteristica quantitativa delle proprietà riducenti dei metalli.

Più il metallo è attivo, più negativo è il potenziale dell'elettrodo standard E o.

I metalli disposti in fila man mano che la loro attività ossidativa diminuisce formano una fila di attività.

Serie di attività dei metalli

Me

Li

K

Circa

N / a

mg

Al

Mn

Zn

Cr

Fe

Ni

sn

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+

Eo,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

Un metallo con un valore Eo più negativo è in grado di ridurre un catione metallico con un potenziale dell'elettrodo più positivo.

La riduzione di un metallo da una soluzione del suo sale con un altro metallo con attività riducente maggiore è chiamata cementazione.. La cementazione è utilizzata nelle tecnologie metallurgiche.

In particolare il Cd si ottiene riducendolo da una soluzione del suo sale con lo zinco.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Interazione dei metalli con l'ossigeno

L'ossigeno è un forte agente ossidante. Può ossidare la stragrande maggioranza dei metalli tranneAuept . I metalli nell'aria entrano in contatto con l'ossigeno, quindi, quando si studia la chimica dei metalli, si presta sempre attenzione alle caratteristiche dell'interazione di un metallo con l'ossigeno.

Tutti sanno che il ferro nell'aria umida è ricoperto di ruggine, ossido di ferro idratato. Ma molti metalli allo stato compatto a una temperatura non troppo elevata mostrano resistenza all'ossidazione, poiché formano sottili pellicole protettive sulla loro superficie. Questi film di prodotti di ossidazione non consentono all'agente ossidante di entrare in contatto con il metallo. Il fenomeno della formazione di strati protettivi sulla superficie del metallo che impediscono l'ossidazione del metallo è chiamato passivazione del metallo.

Un aumento della temperatura favorisce l'ossidazione dei metalli da parte dell'ossigeno. L'attività dei metalli aumenta nello stato finemente suddiviso. La maggior parte dei metalli in polvere brucia in ossigeno.

S-metalli

Viene mostrata la più grande attività riparatriceS-metalli. I metalli Na, K, Rb Cs sono in grado di accendersi nell'aria e sono conservati in recipienti sigillati o sotto uno strato di cherosene. Be e Mg sono passivati ​​a basse temperature in aria. Ma una volta accesa, la striscia di Mg brucia con una fiamma abbagliante.

MetalliIII sottogruppi A e Li, quando interagiscono con l'ossigeno, formano ossidi.

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

Metalli alcalini, diversi daLi, quando interagiscono con l'ossigeno, non formano ossidi, ma perossidiMe 2 o 2 e superossidiMeO 2 .

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

K + O 2 = K 2

p-metalli

Metalli di proprietàp- al blocco in aria sono passivati.

Quando si brucia in ossigeno

• I metalli del sottogruppo IIIA formano ossidi del tipo Io 2 O 3,
• Sn è ossidato a SNO 2 e Pb - fino a PbO
• Bi va a Bi 2 O 3.

d-metalli

Tuttid- i metalli del periodo 4 sono ossidati dall'ossigeno. Sc, Mn, Fe si ossidano più facilmente. Particolarmente resistente alla corrosione Ti, V, Cr.

Quando bruciato in ossigeno di tuttid

Quando bruciato in ossigeno di tuttid- elementi del 4° periodo, solo scandio, titanio e vanadio formano ossidi in cui Me è nel più alto stato di ossidazione, pari al numero del gruppo. I restanti d-metalli del 4° periodo, quando bruciati in ossigeno, formano ossidi in cui Me si trova in stati di ossidazione intermedi ma stabili.

Tipi di ossidi formati da d-metalli di 4 periodi durante la combustione in ossigeno:

• Meo forma Zn, Cu, Ni, Co. (a T>1000оС Cu forma Cu 2 O),
• Io 2 O 3, forma Cr, Fe e Sc,
• MeO 2 - Mn e Ti
• V forma l'ossido più alto - v 2 o 5 .

d-metalli del 5° e 6° periodo, eccetto Y, La, più di tutti gli altri metalli sono resistenti all'ossidazione. Non reagire con l'ossigeno Au, pt .

Quando bruciato in ossigenod-metalli di 5 e 6 periodi, di regola, formano ossidi superiori, le eccezioni sono i metalli Ag, Pd, Rh, Ru.

Tipi di ossidi formati da d-metalli di 5 e 6 periodi durante la combustione in ossigeno:

• Io 2 O 3- modulo Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Io:
• Io 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Falciare
• Io 2 O 7- Tc, Ri
• Meo 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Io 2O- Ag;

L'interazione dei metalli con gli acidi

Nelle soluzioni acide, il catione di idrogeno è un agente ossidante.. Il catione H + può ossidare i metalli nella serie di attività a idrogeno, cioè. con potenziali elettrodi negativi.

Molti metalli, quando ossidati, in soluzioni acquose acide, molti si trasformano in cationiMez + .

Gli anioni di un certo numero di acidi sono in grado di esibire proprietà ossidanti più forti di H+. Tali agenti ossidanti includono anioni e gli acidi più comuni H 2 COSÌ 4 eHNO 3 .

Anioni NO 3 - presentano proprietà ossidanti a qualsiasi concentrazione in soluzione, ma i prodotti di riduzione dipendono dalla concentrazione dell'acido e dalla natura del metallo ossidato.

Gli anioni SO 4 2- presentano proprietà ossidanti solo in H 2 SO 4 concentrato.

Prodotti di riduzione ossidanti: H+, NO 3 - , COSÌ 4 2 -

2H + + 2e - =H 2

COSÌ 4 2- da H 2 SO 4 concentrato COSÌ 4 2- + 2e - + 4 H + = COSÌ 2 + 2 H 2 o

(possibile anche la formazione di S, H 2 S)

NO 3 - da HNO 3 concentrato NO 3 - + e - +2H+= NO 2 + H 2 O
NO 3 - da HNO 3 diluito NO 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H 2O

(È anche possibile formare N 2 O, N 2, NH 4 +)

Esempi di reazioni di interazione di metalli con acidi

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

Prodotti di ossidazione dei metalli in soluzioni acide

I metalli alcalini formano un catione del tipo Me +, i metalli s del secondo gruppo formano cationi Io 2+.

I metalli del blocco p, quando disciolti in acidi, formano i cationi indicati nella tabella.

I metalli Pb e Bi si dissolvono solo in acido nitrico.

Me	Al	Ga	In	tl	sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga3+	In 3+	Tl+	sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo, B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Tutti i d-metals 4 periodi tranne Cu , può essere ossidato dagli ioniH+ in soluzioni acide.

Tipi di cationi formati da d-metalli 4 periodi:

• Io 2+(forma d-metalli che vanno da Mn a Cu)
• Io 3+ ( forma Sc, Ti, V, Cr e Fe in acido nitrico).
• Anche Ti e V formano cationi MeO 2+

d- gli elementi dei periodi 5 e 6 sono più resistenti all'ossidazione di 4d- metalli.

In soluzioni acide, H + può ossidare: Y, La, Cd.

In HNO 3 si possono sciogliere: Cd, Hg, Ag. Hot HNO 3 dissolve Pd, Tc, Re.

In H 2 SO 4 caldo sciogliere: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metalli: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sono solitamente disciolti in una miscela di HNO 3 + HF.

In acqua regia (miscele HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au e Os possono essere sciolti con difficoltà). Il motivo della dissoluzione dei metalli in acqua regia o in una miscela di HNO 3 + HF è la formazione di composti complessi.

Esempio. La dissoluzione dell'oro in acqua regia diventa possibile a causa della formazione di un complesso -

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

Interazione dei metalli con l'acqua

Le proprietà ossidanti dell'acqua sono dovute H(+1).

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

Poiché la concentrazione di H + in acqua è bassa, le sue proprietà ossidanti sono basse. I metalli possono dissolversi in acqua 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. TuttiS- metalli, diversi da Sii e ​​Mg facilmente solubile in acqua.

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

Na reagisce vigorosamente con l'acqua, liberando calore. L'H 2 emesso può incendiarsi.

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

Il Mg si dissolve solo in acqua bollente, Be è protetto dall'ossidazione da un ossido insolubile inerte

i metalli p-block sono agenti riducenti meno potenti diS.

Tra i p-metalli, l'attività riducente è maggiore per i metalli del sottogruppo IIIA, Sn e Pb sono agenti riducenti deboli, Bi ha Eo > 0.

I p-metalli non si dissolvono in acqua in condizioni normali. Quando l'ossido protettivo viene sciolto dalla superficie in soluzioni alcaline, Al, Ga e Sn vengono ossidati dall'acqua.

Tra i d-metalli, sono ossidati dall'acqua quando riscaldato Sc e Mn, La, Y. Il ferro reagisce con il vapore acqueo.

Interazione dei metalli con soluzioni alcaline

Nelle soluzioni alcaline, l'acqua agisce come agente ossidante..

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

Le proprietà ossidanti dell'acqua diminuiscono all'aumentare del pH, a causa della diminuzione della concentrazione di H+. Tuttavia, alcuni metalli che non si sciolgono in acqua si sciolgono in soluzioni alcaline, per esempio, Al, Zn e alcuni altri. Il motivo principale della dissoluzione di tali metalli in soluzioni alcaline è che gli ossidi e gli idrossidi di questi metalli sono anfoteri e si dissolvono in alcali, eliminando la barriera tra l'agente ossidante e l'agente riducente.

Esempio. Dissoluzione di Al in soluzione di NaOH.

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