/

Gama de tensiune a metalelor este completă. metale active

Toate metalele, în funcție de activitatea lor redox, sunt combinate într-o serie numită seria tensiunii electrochimice a metalelor (deoarece metalele din ele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor electrochimice standard) sau într-o serie de activitate a metalelor:

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

Cele mai reactive metale sunt în ordinea activității până la hidrogen, iar cu cât metalul este situat mai în stânga, cu atât este mai activ. Metalele care se află lângă hidrogen în seria de activitate sunt considerate inactive.

Aluminiu

Aluminiul este de culoare alb-argintiu. Principal proprietăți fizice aluminiu - ușurință, conductivitate termică și electrică ridicată. În stare liberă, atunci când este expus la aer, aluminiul este acoperit cu o peliculă puternică de oxid Al 2 O 3 , ceea ce îl face rezistent la acizii concentrați.

Aluminiul aparține metalelor din familia p. Configurația electronică a nivelului de energie externă este 3s 2 3p 1 . În compușii săi, aluminiul prezintă o stare de oxidare egală cu „+3”.

Aluminiul se obține prin electroliza oxidului topit al acestui element:

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

Cu toate acestea, datorită randamentului scăzut al produsului, metoda de producere a aluminiului prin electroliza unui amestec de Na 3 și Al 2 O 3 este mai des utilizată. Reacția are loc atunci când este încălzită la 960C și în prezența catalizatorilor - fluoruri (AlF3, CaF2 etc.), în timp ce aluminiul este eliberat la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

Aluminiul este capabil să interacționeze cu apa după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața sa (1), să interacționeze cu substanțe simple (oxigen, halogeni, azot, sulf, carbon) (2-6), acizi (7) și baze (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)

Calciu

În forma sa liberă, Ca este un metal alb-argintiu. Când este expus la aer, este acoperit instantaneu cu o peliculă gălbuie, care este produsul interacțiunii sale cu părțile constitutive aer. Calciul este un metal destul de dur, are o față cubică centrată rețea cristalină.

Configurația electronică a nivelului de energie externă este 4s 2 . În compușii săi, calciul prezintă o stare de oxidare egală cu „+2”.

Calciul se obține prin electroliza sărurilor topite, cel mai adesea cloruri:

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Calciul este capabil să se dizolve în apă cu formarea de hidroxizi care prezintă proprietăți de bază puternice (1), reacționează cu oxigenul (2), formând oxizi, interacționează cu nemetale (3-8), se dizolvă în acizi (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)

Fierul și compușii săi

Fierul este un metal gri. În forma sa pură, este destul de moale, maleabilă și ductilă. Configurația electronică a nivelului de energie externă este 3d 6 4s 2 . În compușii săi, fierul prezintă stările de oxidare „+2” și „+3”.

Fierul metalic reacţionează cu vaporii de apă, formând un oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

În aer, fierul se oxidează ușor, mai ales în prezența umezelii (ruginește):

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

Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple, de exemplu, halogeni (1), se dizolvă în acizi (2):

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

Fierul formează o gamă întreagă de compuși, deoarece prezintă mai multe stări de oxidare: hidroxid de fier (II), hidroxid de fier (III), săruri, oxizi etc. Deci, hidroxidul de fier (II) poate fi obținut prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

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

Hidroxidul de fier (II) este solubil în acizi și oxidat la hidroxid de fier (III) în prezența oxigenului.

Sărurile de fier (II) prezintă proprietățile agenților reducători și sunt transformate în compuși de fier (III).

Oxidul de fier (III) nu poate fi obținut prin arderea fierului în oxigen; pentru a-l obține, este necesară arderea sulfurilor de fier sau calcinarea altor săruri de fier:

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

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

Compușii de fier (III) prezintă proprietăți de oxidare slabe și sunt capabili să intre în OVR cu agenți reducători puternici:

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

Productie de fier si otel

Oțelurile și fontele sunt aliaje de fier cu carbon, iar conținutul de carbon în oțel este de până la 2%, iar în fontă de 2-4%. Otelurile si fontele contin aditivi de aliere: oteluri - Cr, V, Ni, si fonta - Si.

Aloca tipuri diferite oteluri, deci, dupa scopul lor, se disting otelurile structurale, inoxidabile, pentru scule, termorezistente si criogenice. De compoziție chimică alocă carbon (carbon scăzut, mediu și ridicat) și aliat (aliat scăzut, mediu și înalt). In functie de structura se disting otelurile austenitice, feritice, martensitice, perlitice si bainitice.

Oțelurile și-au găsit aplicații în multe sectoare ale economiei naționale, precum construcții, chimie, petrochimie, securitate mediu inconjurator, energie de transport și alte industrii.

În funcție de forma conținutului de carbon din fontă - cementit sau grafit, precum și de cantitatea acestora, se disting mai multe tipuri de fontă: alb (culoarea deschisă a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de cementit), gri (culoarea gri a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabilă și rezistentă la căldură. Fontele sunt aliaje foarte fragile.

Domeniile de aplicare a fontei sunt extinse - decorațiunile artistice (garduri, porți), părțile corpului, echipamentele sanitare, obiectele de uz casnic (tigăile) sunt realizate din fontă, este folosită în industria auto.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu Un aliaj de magneziu și aluminiu cu o greutate de 26,31 g a fost dizolvat în acid clorhidric. În acest caz, s-au eliberat 31.024 litri de gaz incolor. Determinați fracțiile de masă ale metalelor din aliaj.
Soluţie Ambele metale sunt capabile să reacționeze cu acidul clorhidric, în urma căruia se eliberează hidrogen:

Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2

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

Aflați numărul total de moli de hidrogen eliberați:

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

v (H 2) \u003d 31,024 / 22,4 \u003d 1,385 mol

Fie cantitatea de substanță Mg x mol, iar Al fie y mol. Apoi, pe baza ecuațiilor de reacție, putem scrie o expresie pentru numărul total de moli de hidrogen:

x + 1,5y = 1,385

Exprimăm masa metalelor din amestec:

Apoi, masa amestecului va fi exprimată prin ecuația:

24x + 27y = 26,31

Avem un sistem de ecuații:

x + 1,5y = 1,385

24x + 27y = 26,31

Să rezolvăm:

33.24 -36a + 27a \u003d 26.31

v(Al) = 0,77 mol

v(Mg) = 0,23 mol

Apoi, masa metalelor din amestec:

m(Mg) = 24 x 0,23 = 5,52 g

m(Al) \u003d 27 × 0,77 \u003d 20,79 g

Aflați fracțiunile de masă ale metalelor din amestec:

ώ =m(Me)/m suma ×100%

ώ(Mg) = 5,52 / 26,31 × 100% = 20,98%

ώ(Al) = 100 - 20,98 = 79,02%
Răspuns Fracții de masă metale din aliaj: 20,98%, 79,02%

Dacă, din întreaga serie de potențiale standard de electrozi, evidențiem doar acele procese de electrozi care corespund ecuației generale

apoi obținem o serie de tensiuni ale metalelor. Pe lângă metale, hidrogenul este întotdeauna inclus în această serie, ceea ce face posibil să vedem care metale sunt capabile să înlocuiască hidrogenul din soluțiile apoase de acizi.

Tabelul 19

O serie de tensiuni pentru cele mai importante metale sunt date în tabel. 19. Poziția unui anumit metal într-o serie de tensiuni caracterizează capacitatea sa de a redox interacțiuni în solutii apoase in conditii standard. Ionii metalici sunt agenți oxidanți, iar metalele sub formă de substanțe simple sunt agenți reducători. În același timp, cu cât metalul se află mai departe în seria de tensiuni, cu atât agentul de oxidare într-o soluție apoasă este mai puternic ionii săi și invers, cu cât metalul este mai aproape de începutul seriei, cu atât mai puternic este reducătorul. proprietățile sunt prezentate de o substanță simplă - metal.

Potenţialul de proces al electrodului

într-un mediu neutru este B (vezi pagina 273). metale activeînceputurile seriei, având un potențial mult mai negativ decât -0,41 V, înlocuiesc hidrogenul din apă. Magneziul înlocuiește hidrogenul numai din apa fierbinte. Metalele situate între magneziu și cadmiu, de obicei, nu înlocuiesc hidrogenul din apă. Pe suprafața acestor metale se formează pelicule de oxid care au efect protector.

Metalele situate între magneziu și hidrogen înlocuiesc hidrogenul din soluțiile acide. În același timp, pe suprafața unor metale se formează și pelicule de protecție, care inhibă reacția. Astfel, o peliculă de oxid pe aluminiu face ca acest metal să fie rezistent nu numai în apă, ci și în soluțiile anumitor acizi. Plumbul nu se dizolvă în acid sulfuric la concentrația sa sub , deoarece sarea formată în timpul interacțiunii plumbului cu acidul sulfuric este insolubilă și creează o peliculă protectoare pe suprafața metalului. Fenomenul de inhibare profundă a oxidării metalului, datorită prezenței de oxid protector sau pelicule de sare pe suprafața sa, se numește pasivitate, iar starea metalului în acest caz se numește stare pasivă.

Metalele sunt capabile să se înlocuiască între ele din soluțiile sărate. Direcția reacției este determinată în acest caz de poziția lor reciprocă în seria tensiunilor. Având în vedere cazuri specifice de astfel de reacții, trebuie amintit că metalele active înlocuiesc hidrogenul nu numai din apă, ci și din orice soluție apoasă. Prin urmare, deplasarea reciprocă a metalelor din soluțiile sărurilor lor are loc practic numai în cazul metalelor situate în rândul după magneziu.

Deplasarea metalelor din compușii lor de către alte metale a fost studiată pentru prima dată în detaliu de către Beketov. Ca urmare a muncii sale, el a aranjat metalele în funcție de activitatea lor chimică într-o serie de deplasări, care este prototipul unei serii de tensiuni metalice.

Poziția reciprocă a unor metale într-o serie de tensiuni și în sistemul periodic la prima vedere nu corespunde între ele. De exemplu, în funcție de poziția în sistemul periodic, reactivitatea potasiului trebuie să fie mai mare decât sodiul, iar sodiul trebuie să fie mai mare decât litiul. În seria tensiunilor, litiul este cel mai activ, iar potasiul ocupă o poziție de mijloc între litiu și sodiu. Zincul și cuprul, în funcție de poziția lor în sistemul periodic, ar trebui să aibă activitate chimică aproximativ egală, dar în seria tensiunilor, zincul este situat mult mai devreme decât cuprul. Motivul pentru acest tip de inconsecvență este următorul.

Când se compară metalele care ocupă o anumită poziție în sistemul periodic, măsura activității lor chimice - capacitatea de reducere - este luată ca valoare a energiei de ionizare a atomilor liberi. Într-adevăr, când treceți, de exemplu, de sus în jos de-a lungul subgrupului principal al grupului I sistem periodic energia de ionizare a atomilor scade, ceea ce este asociat cu o creștere a razelor lor (adică cu o distanță mare a electronilor exteriori față de nucleu) și cu o ecranare crescândă a sarcinii pozitive a nucleului de către straturile intermediare de electroni (vezi § 31). Prin urmare, atomii de potasiu prezintă o activitate chimică mai mare - au proprietăți reducătoare mai puternice - decât atomii de sodiu, iar atomii de sodiu sunt mai activi decât atomii de litiu.

Când se compară metale într-o serie de tensiuni, măsura activității chimice este luată ca lucru de transformare a unui metal în stare solidă în ioni hidratați într-o soluție apoasă. Această lucrare poate fi reprezentată ca suma a trei termeni: energia de atomizare - transformarea unui cristal metalic în atomi izolați, energia de ionizare a atomilor de metal liber și energia de hidratare a ionilor formați. Energia de atomizare caracterizează rezistența rețelei cristaline a unui metal dat. Energia de ionizare a atomilor - desprinderea electronilor de valență de la aceștia - este direct determinată de poziția metalului în sistemul periodic. Energia eliberată în timpul hidratării depinde de structura electronică a ionului, sarcina și raza acestuia.

Ionii de litiu și potasiu, care au aceeași sarcină, dar cu raze diferite, vor crea inegale câmpuri electrice. Câmpul generat lângă ionii mici de litiu va fi mai puternic decât câmpul din apropierea ionilor mari de potasiu. Din aceasta este clar că ionii de litiu se vor hidrata cu eliberarea de mai multă energie decât potasiul.

Astfel, în cursul transformării luate în considerare, energia este cheltuită pentru atomizare și ionizare, iar energia este eliberată în timpul hidratării. Cu cât consumul total de energie este mai mic, cu atât întregul proces va fi mai ușor și cu atât metalul dat va fi localizat mai aproape de începutul seriei de tensiuni. Dar dintre cei trei termeni ai bilanțului energetic total, doar unul - energia de ionizare - este determinat direct de poziția metalului în sistemul periodic. În consecință, nu există niciun motiv să ne așteptăm ca poziția reciprocă a anumitor metale într-o serie de tensiuni să corespundă întotdeauna cu poziția lor în sistemul periodic. Deci, pentru litiu, consumul total de energie este mai mic decât pentru potasiu, în conformitate cu care litiul se află în seria tensiunilor înaintea potasiului.

Pentru cupru și zinc, consumul de energie pentru ionizarea atomilor liberi și câștigul acestuia în timpul hidratării ionilor sunt aproape. Dar cuprul metalic formează o rețea cristalină mai puternică decât zincul, ceea ce se poate observa dintr-o comparație a punctelor de topire ale acestor metale: zincul se topește la , iar cuprul doar la . Prin urmare, energia cheltuită pentru atomizarea acestor metale este semnificativ diferită, drept urmare costurile totale de energie pentru întregul proces în cazul cuprului sunt mult mai mari decât în ​​cazul zincului, ceea ce explică poziția reciprocă a acestora. metale din seria de tensiune.

La trecerea de la apă la solvenți neapoși, poziția reciprocă a metalelor într-o serie de tensiuni se poate modifica. Motivul pentru aceasta constă în faptul că energia de solvatare a ionilor diferitelor metale variază în moduri diferite la trecerea de la un solvent la altul.

În special, ionul de cupru este foarte puternic solvatat în unii solvenți organici; acest lucru duce la faptul că în astfel de solvenți cuprul este situat într-o serie de tensiuni până la hidrogen și îl înlocuiește din soluțiile acide.

Astfel, spre deosebire de sistemul periodic de elemente, o serie de tensiuni în metale nu este o reflectare a regularității generale, pe baza căreia este posibil să se dea o caracteristică versatilă a proprietăților chimice ale metalelor. O serie de tensiuni Caracterizează numai capacitatea redox a sistemului electrochimic „metal - ion metal” în condiții strict definite: valorile date în acesta se referă la o soluție apoasă, temperatură și o concentrație unitară (activitate) a metalului. ionii.

Seria de activitate electrochimică a metalelor(o serie de tensiuni, o serie de potențiale de electrozi standard) - o succesiune în care metalele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor lor electrochimice standard φ 0 corespunzătoare semireacției de reducere a cationilor metalici Me n+ : Me n+ + nē → Me

Utilizarea practică a seriei de activități metalice

O serie de tensiuni sunt utilizate în practică pentru evaluarea comparativă a activității chimice a metalelor în reacțiile cu soluții apoase de săruri și acizi și pentru evaluarea proceselor catodice și anodice în timpul electrolizei:

  • Metalele din stânga hidrogenului sunt agenți reducători mai puternici decât metalele din dreapta: îl înlocuiesc pe acesta din urmă din soluțiile sărate. De exemplu, interacțiunea Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu este posibilă numai în direcția înainte.
  • Metalele din rândul din stânga hidrogenului înlocuiesc hidrogenul atunci când interacționează cu soluții apoase de acizi neoxidanți; cele mai active metale (până și aluminiu inclusiv) - și atunci când interacționează cu apa.
  • Metalele din rândul din dreapta hidrogenului nu interacționează cu soluțiile apoase de acizi neoxidanți în condiții normale.
  • În timpul electrolizei, metalele din dreapta hidrogenului sunt eliberate la catod; reducerea metalelor cu activitate moderată este însoțită de eliberarea de hidrogen; cele mai active metale (până la aluminiu) nu pot fi izolate din soluții apoase de săruri în condiții normale.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

  • litiu;
  • sodiu;
  • potasiu;
  • rubidiu;
  • cesiu;
  • franciu.

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

Cu cât metalul este mai la stânga în seria potențialelor standard de electrod, cu atât agentul reducător este mai puternic, cel mai puternic agent reducător este litiul metalic, aurul este cel mai slab și, invers, ionul de aur (III) este cel mai puternic. agent oxidant, litiul (I) este cel mai slab.

Fiecare metal este capabil să restabilească din sărurile în soluție acele metale care se află într-o serie de tensiuni după el, de exemplu, fierul poate înlocui cuprul din soluțiile sărurilor sale. Cu toate acestea, trebuie amintit că metalele alcaline și alcalino-pământoase vor interacționa direct cu apa.

Metalele, aflate în seria de tensiuni la stânga hidrogenului, sunt capabile să-l înlocuiască din soluții de acizi diluați, în timp ce se dizolvă în ele.

Activitatea reducătoare a unui metal nu corespunde întotdeauna cu poziția sa în sistemul periodic, deoarece atunci când se determină locul unui metal într-o serie, se ia în considerare nu numai capacitatea sa de a dona electroni, ci și energia cheltuită pentru distrugere. a rețelei cristaline metalice, precum și energia cheltuită pentru hidratarea ionilor.

Interacțiunea cu substanțe simple

    DIN oxigen majoritatea metalelor formează oxizi - amfoteri și bazici:

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

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

Metale alcaline, cu excepția litiului, formează peroxizi:

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

    DIN halogeni metalele formează săruri ale acizilor hidrohalici, de exemplu,

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

    DIN hidrogen cele mai active metale formează hidruri ionice - substanțe asemănătoare sărurilor în care hidrogenul are o stare de oxidare de -1.

2Na + H2 = 2NaH.

    DIN gri metalele formează sulfuri - săruri ale acidului hidrosulfurat:

    DIN azot unele metale formează nitruri, reacția are loc aproape întotdeauna când sunt încălzite:

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

    DIN carbon se formează carburi.

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

    DIN fosfor - fosfuri:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

    Metalele pot interacționa între ele pentru a se forma compuși intermetalici :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

    Metalele se pot dizolva unele în altele la temperatură ridicată fără interacțiune, formându-se aliaje.

Aliaje

Aliaje sistemele se numesc sisteme formate din două sau mai multe metale, precum și metale și nemetale care au proprietăți caracteristice inerente doar în starea metalică.

Proprietățile aliajelor sunt foarte diverse și diferă de proprietățile componentelor lor, de exemplu, pentru a face aurul mai dur și mai potrivit pentru realizarea de bijuterii, i se adaugă argint, iar un aliaj care conține 40% cadmiu și 60% bismut are un punct de topire de 144 °С, adică mult mai mic decât punctul de topire al componentelor sale (Cd 321 °С, Bi 271 °С).

Sunt posibile următoarele tipuri de aliaje:

Metalele topite sunt amestecate între ele în orice raport, dizolvându-se unele în altele fără limită, de exemplu, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni și altele. Aceste aliaje sunt omogene ca compoziție, au rezistență chimică ridicată, conduc curentul electric;

Metalele îndreptate sunt amestecate între ele în orice raport, totuși, atunci când sunt răcite, se delaminează și se obține o masă, constând din cristale individuale de componente, de exemplu, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb și altele.

Proprietăți restauratoare- acestea sunt principalele Proprietăți chimice caracteristic tuturor metalelor. Ele se manifestă prin interacțiune cu o mare varietate de oxidanți, inclusiv oxidanți din mediu. LA vedere generala interacțiunea unui metal cu agenții oxidanți poate fi exprimată prin schema:

Eu + oxidant" Pe mine(+X),

Unde (+X) este starea de oxidare pozitivă a lui Me.

Exemple de oxidare a metalelor.

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

  • Seria de activitate a metalelor

    Proprietățile reducătoare ale metalelor diferă unele de altele. La fel de caracteristici cantitative proprietățile reducătoare ale metalelor folosesc potențialele electrozilor E.

    Cu cât metalul este mai activ, cu atât potenţialul său standard de electrod E o este mai negativ.

    Metalele dispuse pe rând pe măsură ce activitatea lor oxidativă scade formează un rând de activitate.

    Seria de activitate a metalelor

    Pe mine Li K Ca 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+
    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, cu mai mult valoare negativă Eo, este capabil să reducă cationul metalic cu un potențial electrod mai pozitiv.

    Reducerea unui metal dintr-o soluție de sare cu un alt metal cu activitate reducătoare mai mare se numește cimentare.. Cimentarea este utilizată în tehnologiile metalurgice.

    În special, Cd se obține prin reducerea acestuia dintr-o soluție de sare cu zinc.

    Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

  • 3.3. 1. Interacțiunea metalelor cu oxigenul

    Oxigenul este agent oxidant puternic. Poate oxida marea majoritate a metalelor, cu excepțiaAușiPt . Metalele din aer intră în contact cu oxigenul, prin urmare, atunci când se studiază chimia metalelor, se acordă întotdeauna atenție caracteristicilor interacțiunii unui metal cu oxigenul.

    Toată lumea știe că fierul în aer umed este acoperit cu rugină - oxid de fier hidratat. Dar multe metale într-o stare compactă nu prea temperatura ridicata prezintă rezistență la oxidare, deoarece formează pelicule de protecție subțiri pe suprafața lor. Aceste pelicule de produse de oxidare nu permit agentului oxidant să intre în contact cu metalul. Fenomenul de formare a straturilor de protecție pe suprafața metalului care împiedică oxidarea metalului se numește pasivare a metalului.

    O creștere a temperaturii favorizează oxidarea metalelor de către oxigen. Activitatea metalelor crește în starea fin divizată. Majoritatea metalelor sub formă de pulbere ard în oxigen.

  • s-metale

    Se arată cea mai mare activitate de restaurares-metale. Metalele Na, K, Rb Cs sunt capabile să se aprindă în aer și sunt depozitate în vase sigilate sau sub un strat de kerosen. Be și Mg sunt pasivați la temperaturi scăzute în aer. Dar când este aprinsă, banda de Mg arde cu o flacără orbitoare.

    MetaleleIISubgrupurile A și Li, atunci când interacționează cu oxigenul, formează oxizi.

    2Ca + O 2 \u003d 2CaO

    4 Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O

    Metale alcaline, altele decâtLi, atunci când interacționează cu oxigenul, nu formează oxizi, ci peroxiziPe mine 2 O 2 și superoxiziMeO 2 .

    2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

    K + O 2 = KO 2

  • p-metale

    Metale deținutep- la bloc pe aer sunt pasivate.

    Când arde în oxigen

    • Metalele din subgrupa IIIA formează oxizi de acest tip Eu 2 O 3,
    • Sn este oxidat la SNO 2 , și Pb - până la PbO
    • Bi merge la Bi 2 O 3.

  • d-metale

    Toated- metalele din perioada 4 sunt oxidate de oxigen. Sc, Mn, Fe se oxidează cel mai ușor. Deosebit de rezistent la coroziune Ti, V, Cr.

    Când este ars în oxigen dintre toated

    Când este ars în oxigen dintre toated- elemente din perioada a 4-a, doar scandiul, titanul și vanadiul formează oxizi în care Me este în cel mai înalt grad oxidare egală cu numărul grupului. D-metalele rămase din perioada a 4-a, atunci când sunt arse în oxigen, formează oxizi în care Me se află în stări de oxidare intermediare, dar stabile.

    Tipuri de oxizi formați din d-metale de 4 perioade în timpul arderii în oxigen:

    • Meo forma Zn, Cu, Ni, Co. (la T>1000оС Cu formează Cu 2 O),
    • Eu 2 O 3, formează Cr, Fe și Sc,
    • MeO 2 - Mn și Ti
    • V formează cel mai mare oxid - V 2 O 5 .
    d-metale din perioadele a 5-a si a 6-a, cu exceptia Y, La, mai mult decât toate celelalte metale sunt rezistente la oxidare. Nu reacționați cu oxigenul Au, Pt .

    Când este ars în oxigend-metale de 5 si 6 perioade, de regula, formeaza oxizi superiori, exceptie fac metalele Ag, Pd, Rh, Ru.

    Tipuri de oxizi formați din d-metale de 5 și 6 perioade în timpul arderii în oxigen:

    • Eu 2 O 3- forma Y, La; Rh;
    • MeO 2- Zr, Hf; Ir:
    • Eu 2 O 5- Nb, Ta;
    • MeO 3- Lu, V
    • Eu 2 O 7- Tc, Re
    • Meo 4 - Os
    • MeO- Cd, Hg, Pd;
    • Eu 2 O- Ag;

  • Interacțiunea metalelor cu acizii

    În soluțiile acide, cationul hidrogen este un agent oxidant.. Cationul H + poate oxida metalele din seria de activitate la hidrogen, adică având potențiale negative ale electrodului.

    Multe metale, atunci când sunt oxidate, în soluții apoase acide, multe se transformă în cationiMez + .

    Anionii unui număr de acizi sunt capabili să prezinte proprietăți oxidante care sunt mai puternice decât H+. Astfel de agenți de oxidare includ anioni și cei mai obișnuiți acizi H 2 ASA DE 4 șiHNO 3 .

    Anionii NO 3 - prezintă proprietăți oxidante la orice concentrație în soluție, dar produsele de reducere depind de concentrația acidului și de natura metalului oxidat.

    Anionii SO42- prezintă proprietăți oxidante numai în H2SO4 concentrat.

    Produse reducătoare de oxidare: H + , NO 3 - , ASA DE 4 2 -

    2H + + 2e - =H 2

    ASA DE 4 2- din H2S04 concentrat ASA DE 4 2- + 2e - + 4 H + = ASA DE 2 + 2 H 2 O

    (posibilă și formarea de S, H 2 S)

    NO 3 - din HNO 3 concentrat NU 3 - + e - +2H+= NO2 + H20
    NO 3 - din HNO 3 diluat NU 3 - + 3e - +4H+=NO + 2H20

    (De asemenea, este posibil să se formeze N 2 O, N 2, NH 4 +)

    Exemple de reacții de interacțiune a metalelor cu acizi

    Zn + H2S04 (razb.) "ZnS04 + H2

    8Al + 15H2SO4 (c.) "4Al2 (SO4)3 + 3H2S + 12H2O

    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

  • Produse de oxidare a metalelor în soluții acide

    Metalele alcaline formează un cation de tip Me +, metalele s din al doilea grup formează cationi Eu 2+.

    Metalele p-bloc, atunci când sunt dizolvate în acizi, formează cationii indicați în tabel.

    Metalele Pb și Bi se dizolvă numai în acid azotic.

    Pe mine Al Ga În Tl sn Pb Bi
    Mez+ Al 3+ Ga3+ În 3+ Tl + sn 2+ Pb 2+ Bi 3+
    Eo,B -1,68 -0,55 -0,34 -0,34 -0,14 -0,13 +0,317

    Toate d-metale 4 perioade cu excepția Cu , poate fi oxidat de ioniH+ în soluţii acide.

    Tipuri de cationi formați din d-metale 4 perioade:

    • Eu 2+(formă d-metale variind de la Mn la Cu)
    • eu 3+ ( formează Sc, Ti, V, Cr și Fe în acid azotic).
    • Ti și V formează și cationi MeO 2+
    d-elementele din perioadele 5 și 6 sunt mai rezistente la oxidare decât 4d- metale.

    În soluții acide, H + se poate oxida: Y, La, Cd.

    În HNO3 se pot dizolva: Cd, Hg, Ag. HNO3 fierbinte dizolvă Pd, Tc, Re.

    În H2S04 fierbinte se dizolvă: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

    Metale: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sunt de obicei dizolvate într-un amestec de HNO3 + HF.

    În acva regia (amestecuri HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au și Os pot fi dizolvate cu dificultate). Motivul dizolvării metalelor în acva regia sau într-un amestec de HNO 3 + HF este formarea de compuși complecși.

    Exemplu. Dizolvarea aurului în acva regia devine posibilă datorită formării unui complex -

    Au + HNO3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H2O

  • Interacțiunea metalelor cu apa

    Proprietățile oxidante ale apei se datorează H(+1).

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

    Deoarece concentrația de H + în apă este scăzută, proprietățile sale de oxidare sunt scăzute. Metalele se pot dizolva în apă 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. Toates- metale, altele decât Fii și Mg usor solubil in apa.

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

    Na reacționează energic cu apa, eliberând căldură. H2 emis se poate aprinde.

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

    Mg se dizolvă numai în apă clocotită, Be este protejat de oxidare de un oxid inert insolubil

    metalele p-bloc sunt agenți reducători mai puțin puternici decâts.

    Dintre metalele p, activitatea reducătoare este mai mare pentru metalele din subgrupa IIIA, Sn și Pb sunt agenți reducători slabi, Bi are Eo > 0.

    P-metale nu se dizolvă în apă în condiții normale. Când oxidul protector este dizolvat de la suprafață în soluții alcaline, Al, Ga și Sn sunt oxidați de apă.

    Printre d-metale, ele sunt oxidate de apă când este încălzit Sc și Mn, La, Y. Fierul reacționează cu vaporii de apă.

  • Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline

    În soluțiile alcaline, apa acționează ca un agent oxidant..

    2H 2 O + 2e - \u003dH2 + 2OH - Eo \u003d - 0,826 B (pH \u003d 14)

    Proprietățile oxidante ale apei scad odată cu creșterea pH-ului, datorită scăderii concentrației de H +. Cu toate acestea, unele metale care nu se dizolvă în apă se dizolvă în soluții alcaline, de exemplu, Al, Zn și alții. Motivul principal pentru dizolvarea unor astfel de metale în soluții alcaline este că oxizii și hidroxizii acestor metale sunt amfoteri și se dizolvă în alcali, eliminând bariera dintre agentul oxidant și agentul reducător.

    Exemplu. Dizolvarea Al în soluție de NaOH.

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

    • Acțiune