Какви групи се разграничават в поредицата от активност на металите. активни метали. Взаимодействие на метали с киселини

Всички метали, в зависимост от тяхната редокс активност, се комбинират в серия, наречена серия от електрохимични напрежения на метали (тъй като металите в нея са подредени в реда на увеличаване на стандартните електрохимични потенциали) или серия от активност на металите:

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

Най-реактивните метали са в реда на активност до водорода и колкото по-вляво е разположен металът, толкова по-активен е той. Металите, които са до водорода в серията активност, се считат за неактивни.

Алуминий

Алуминият е със сребристобял цвят. Основен физични свойстваалуминий - лекота, висока топло- и електропроводимост. В свободно състояние, когато е изложен на въздух, алуминият е покрит със силен оксиден филм Al 2 O 3, което го прави устойчив на концентрирани киселини.

Алуминият принадлежи към металите от p-семейството. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3s 2 3p 1 . В своите съединения алуминият проявява степен на окисление, равна на "+3".

Алуминият се получава чрез електролиза на стопения оксид на този елемент:

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

Въпреки това, поради ниския добив на продукта, по-често се използва методът за получаване на алуминий чрез електролиза на смес от Na 3 и Al 2 O 3. Реакцията протича при нагряване до 960С и в присъствието на катализатори - флуориди (AlF3, CaF2 и др.), като на катода се отделя алуминий, а на анода - кислород.

Алуминият може да взаимодейства с вода след отстраняване на оксидния филм от повърхността му (1), взаимодейства с прости вещества (кислород, халогени, азот, сяра, въглерод) (2-6), киселини (7) и основи (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)

калций

В свободната си форма Ca е сребристо-бял метал. Когато е изложен на въздух, той моментално се покрива с жълтеникав филм, който е продукт на взаимодействието му с съставни частивъздух. Калцият е доста твърд метал, има кубична лицево-центрирана кристална решетка.

Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 4s 2 . В своите съединения калцият проявява степен на окисление, равна на "+2".

Калцият се получава чрез електролиза на разтопени соли, най-често хлориди:

CaCl 2 \u003d Ca + Cl 2

Калцият може да се разтваря във вода с образуването на хидроксиди, които проявяват силни основни свойства (1), реагират с кислород (2), образувайки оксиди, взаимодействат с неметали (3-8), разтварят се в киселини (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)

Желязото и неговите съединения

Желязото е сив метал. В чистата си форма той е доста мек, ковък и пластичен. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3d 6 4s 2 . В съединенията си желязото проявява степени на окисление "+2" и "+3".

Металното желязо реагира с водна пара, образувайки смесен оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

Във въздуха желязото лесно се окислява, особено при наличие на влага (ръждясва):

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

Подобно на други метали, желязото реагира с прости вещества, например халогени (1), разтваря се в киселини (2):

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

Желязото образува цял набор от съединения, тъй като проявява няколко степени на окисление: железен (II) хидроксид, железен (III) хидроксид, соли, оксиди и др. И така, железен (II) хидроксид може да се получи чрез действието на алкални разтвори върху железни (II) соли без достъп на въздух:

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

Железният (II) хидроксид е разтворим в киселини и се окислява до железен (III) хидроксид в присъствието на кислород.

Солите на желязото (II) проявяват свойствата на редуциращи агенти и се превръщат в съединения на желязото (III).

Железен оксид (III) не може да се получи чрез изгаряне на желязо в кислород; за да се получи, е необходимо да се изгорят железни сулфиди или да се калцинират други железни соли:

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

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

Съединенията на желязото (III) проявяват слаби окислителни свойства и могат да влизат в OVR със силни редуциращи агенти:

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

Производство на чугун и стомана

Стоманите и чугуните са сплави на желязо с въглерод, като съдържанието на въглерод в стоманата е до 2%, а в чугуна 2-4%. Стоманите и чугуните съдържат легиращи добавки: стомани - Cr, V, Ni, а чугунът - Si.

Има различни видове стомани, така че според предназначението им се разграничават конструкционни, неръждаеми, инструментални, топлоустойчиви и криогенни стомани. от химичен съставразпределете въглеродни (ниско, средно и високо въглеродни) и легирани (ниско, средно и високо легирани). В зависимост от структурата се разграничават аустенитни, феритни, мартензитни, перлитни и бейнитни стомани.

Стоманите се използват в много отрасли Национална икономикакато строителство, химическа, нефтохимическа, сигурност заобикаляща среда, транспортна енергия и други индустрии.

В зависимост от формата на съдържание на въглерод в чугуна - цементит или графит, както и тяхното количество, се разграничават няколко вида чугун: бял (светъл цвят на счупването поради наличието на въглерод под формата на цементит), сив ( сив цвятсчупване поради наличието на въглерод под формата на графит), ковък и топлоустойчив. Чугуните са много крехки сплави.

Областите на приложение на чугуна са обширни - от чугун се изработват художествени декорации (огради, порти), части на тялото, водопроводно оборудване, предмети за бита (тигани), използва се в автомобилната индустрия.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Потенциалната разлика "електродно вещество - разтвор" служи само като количествена характеристика на способността на дадено вещество (както метали, така инеметали) преминават в разтвор под формата на йони, т.е. героичрез ОВ способността на йона и съответното му вещество.

Тази потенциална разлика се наричаелектроден потенциал.

Въпреки това, директни методи за измерване на такава потенциална разликане съществува, затова се съгласихме да ги дефинираме във връзка стака нареченият стандартен водороден електрод, потенциалътчиято стойност условно се приема за нула (често наричана ощереферентен електрод). Стандартният водороден електрод се състои отот платинена пластина, потопена в киселинен разтвор с конконцентрация на йони H + 1 mol/l и се промива със струя газводород при стандартни условия.

Може да си представите появата на потенциал върху стандартен водороден електрод по следния начин. Газообразният водород, адсорбиран от платина, преминава в атомно състояние:

H22H.

Между атомарния водород, образуван на повърхността на плочата, водородните йони в разтвора и платината (електрони!) се осъществява състояние на динамично равновесие:

H H + + e.

Общият процес се изразява с уравнението:

H 2 2H + + 2e.

Платината не участва в редоксИ процес, но е само носител на атомарен водород.

Ако плоча от някакъв метал, потопена в разтвор на неговата сол с концентрация на метални йони, равна на 1 mol / l, се свърже със стандартен водороден електрод, тогава ще се получи галванична клетка. Електродвижеща силатози елемент(EMF), измерен при 25 ° C, и характеризира стандартния електроден потенциал на метала, обикновено обозначен като E 0.

Във връзка със системата H 2 / 2H + някои вещества ще се държат като окислители, други като редуциращи агенти. Понастоящем са получени стандартните потенциали на почти всички метали и много неметали, които характеризират относителната способност на редуциращите или окислителните агенти да отдават или улавят електрони.

Потенциалите на електродите, които действат като редуциращи агенти по отношение на водорода, имат знак "-", а знакът "+" отбелязва потенциалите на електродите, които са окислители.

Ако подредите металите във възходящ ред на техните стандартни електродни потенциали, тогава т.нар серия от електрохимични напрежения на метали:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, Ni, Sn, P b, H, Sb, B i, C u, Hg, A g, P d, P t, A u.

Серия от напрежения характеризира химичните свойства на металите.

1. Колкото по-отрицателен е електродният потенциал на метала, толкова по-голяма е неговата редуцираща способност.

2. Всеки метал е в състояние да измести (възстанови) от солеви разтвори тези метали, които са в поредицата от метални напрежения след него. Единствените изключения са алкалните и алкалоземните метали, които няма да редуцират други метални йони от разтвори на техните соли. Това се дължи на факта, че в тези случаи реакциите на взаимодействие на метали с вода протичат с по-бърза скорост.

3. Всички метали, имащи отрицателен стандартен електроден потенциал, т.е. разположени в поредицата от напрежения на метали вляво от водорода, са в състояние да го изместят от киселинни разтвори.

Трябва да се отбележи, че представената серия характеризира поведението на металите и техните соли само във водни разтвори, тъй като потенциалите отчитат характеристиките на взаимодействието на един или друг йон с молекулите на разтворителя. Ето защо електрохимичната серия започва с литий, а по-активните - в химическирубидий и калий са разположени вдясно от лития. Това се дължи на изключително високата енергия на процеса на хидратация на литиеви йони в сравнение с други йони на алкални метали.

Алгебричната стойност на стандартния редокс потенциал характеризира окислителната активност на съответната окислена форма. Следователно сравнението на стойностите на стандартните редокс потенциали ни позволява да отговорим на въпроса: протича ли тази или онази редокс реакция?

И така, всички полуреакции на окисление на халогенидни йони до свободни халогени

2 Cl - - 2 e \u003d C l 2 E 0 \u003d -1,36 V (1)

2 Br - -2e \u003d B r 2 E 0 \u003d -1,07 V (2)

2I - -2 e \u003d I 2 E 0 \u003d -0,54 V (3)

може да се реализира при стандартни условия, когато оловен оксид се използва като окислител ( IV ) (E 0 = 1,46 V) или калиев перманганат (E 0 = 1,52 V). Когато използвате калиев дихромат ( E0 = 1,35 V) могат да се извършат само реакции (2) и (3). И накрая, използването на азотна киселина като окислител ( E0 = 0,96 V) позволява само полуреакция с участието на йодидни йони (3).

По този начин количественият критерий за оценка на възможността за определена редокс реакция е положителна стойностразликата между стандартните редокс потенциали на полуреакциите на окисление и редукция.

Ако от цялата серия стандартни електродни потенциали отделим само онези електродни процеси, които съответстват на общото уравнение

тогава получаваме поредица от напрежения на метали. В допълнение към металите, водородът винаги е включен в тази серия, което дава възможност да се види кои метали са способни да изместят водорода от водни разтвори на киселини.

Таблица 19

Редица напрежения за най-важните метали са дадени в табл. 19. Позицията на метал в поредица от напрежения характеризира способността му да редокс взаимодействия във водни разтвори при стандартни условия. Металните йони са окислители, а металите във формата прости вещества- реставратори. В същото време, колкото по-далеч се намира металът в серията от напрежения, толкова по-силен е окислителят във воден разтвор са неговите йони и обратно, колкото по-близо е металът до началото на серията, толкова по-силни редуциращи свойства се проявяват от просто вещество - метал.

Потенциал на електродния процес

в неутрална среда е B (виж страница 273). активни металиначалото на серията, имайки потенциал много по-отрицателен от -0,41 V, измества водорода от водата. Магнезият само измества водорода от гореща вода. Металите, разположени между магнезий и кадмий, обикновено не изместват водорода от водата. На повърхността на тези метали се образуват оксидни филми, които имат защитен ефект.

Металите, разположени между магнезия и водорода, изместват водорода от киселинните разтвори. В същото време на повърхността на някои метали се образуват защитни филми, които инхибират реакцията. И така, оксидният филм върху алуминия прави този метал устойчив не само във вода, но и в разтвори на определени киселини. Оловото не се разтваря в сярна киселина при концентрация под , тъй като солта, образувана по време на взаимодействието на олово със сярна киселина, е неразтворима и създава защитен филм върху металната повърхност. Феноменът на дълбоко инхибиране на окисляването на метала, дължащ се на наличието на защитни оксидни или солеви филми на повърхността му, се нарича пасивност, а състоянието на метала в този случай се нарича пасивно състояние.

Металите са способни да се изместват един друг от солните разтвори. Посоката на реакцията се определя в този случай от тяхното взаимно положение в поредицата от напрежения. Като се имат предвид конкретни случаи на такива реакции, трябва да се помни, че активните метали изместват водорода не само от водата, но и от всеки воден разтвор. Следователно взаимното изместване на металите от разтвори на техните соли на практика се случва само в случай на метали, разположени в реда след магнезия.

Изместването на металите от техните съединения с други метали за първи път е подробно изследвано от Бекетов. В резултат на работата си той подреди металите според тяхната химическа активност в серия от измествания, която е прототипът на серия от метални напрежения.

Взаимното разположение на някои метали в поредицата от напрежения и в периодичната система на пръв поглед не съответства един на друг. Например, според позицията в периодичната система реактивността на калия трябва да е по-голяма от натрия, а натрия трябва да е по-голяма от лития. В поредицата от напрежения литият е най-активен, а калият заема средно положение между лития и натрия. Цинкът и медта, според тяхното положение в периодичната система, трябва да имат приблизително еднаква химическа активност, но в поредицата от напрежения цинкът се намира много по-рано от медта. Причината за този вид несъответствие е следната.

При сравняване на метали, заемащи определена позиция в периодичната система, мярката за тяхната химическа активност - редуцираща способност - се приема като стойността на йонизационната енергия на свободните атоми. Наистина, когато преминавате, например, отгоре надолу по основната подгрупа от група I периодична системайонизационната енергия на атомите намалява, което е свързано с увеличаване на техните радиуси (т.е. с голямо разстояние на външните електрони от ядрото) и с нарастващо екраниране на положителния заряд на ядрото от междинни електронни слоеве (виж § 31). Следователно калиевите атоми проявяват по-голяма химическа активност - те имат по-силни редуциращи свойства - от натриевите атоми, а натриевите атоми са по-активни от литиевите атоми.

Когато се сравняват метали в поредица от напрежения, мярката за химическа активност се приема като работата по превръщането на метал в твърдо състояние в хидратирани йони във воден разтвор. Тази работа може да бъде представена като сбор от три термина: енергията на атомизация - трансформацията на метален кристал в изолирани атоми, енергията на йонизация на свободните метални атоми и енергията на хидратация на образуваните йони. Енергията на атомизация характеризира здравината на кристалната решетка на даден метал. Енергията на йонизация на атомите - отделянето на валентни електрони от тях - се определя пряко от позицията на метала в периодичната система. Енергията, освободена по време на хидратация зависи от електронна структурайон, неговият заряд и радиус.

Литиевите и калиевите йони, които имат еднакъв заряд, но различни радиуси, ще създадат неравномерни електрически полета. Полето, генерирано близо до малки литиеви йони, ще бъде по-силно от полето близо до големи калиеви йони. От това става ясно, че литиевите йони ще хидратират с освобождаване на повече енергия от калиевите йони.

Така в хода на разглежданата трансформация енергията се изразходва за атомизация и йонизация, а енергията се освобождава по време на хидратация. Колкото по-малка е общата консумация на енергия, толкова по-лесен ще бъде целият процес и колкото по-близо до началото на поредицата от напрежения ще бъде разположен дадения метал. Но от трите члена на общия енергиен баланс само един - йонизационната енергия - се определя пряко от позицията на метала в периодичната система. Следователно няма причина да се очаква, че взаимното положение на някои метали в поредица от напрежения винаги ще съответства на тяхното положение в периодичната система. Така че, за лития, общата консумация на енергия е по-малка, отколкото за калия, в съответствие с което литият е в серията от напрежения преди калия.

За медта и цинка разходът на енергия за йонизация на свободните атоми и нейното усилване при хидратация на йоните са близки. Но металната мед образува по-здрава кристална решетка от цинка, което може да се види от сравнението на точките на топене на тези метали: цинкът се топи при , а медта само при . Следователно енергията, изразходвана за атомизирането на тези метали, е значително различна, в резултат на което общите енергийни разходи за целия процес при медта са много по-големи, отколкото при цинка, което обяснява относителното положение на тези метали в редицата на напрежението.

При преминаване от вода към неводни разтворители взаимното положение на металите в поредица от напрежения може да се промени. Причината за това се крие във факта, че енергията на солватация на йони на различни метали варира по различни начини при преминаване от един разтворител към друг.

По-специално, медният йон е много енергично солватиран в някои органични разтворители; това води до факта, че в такива разтворители медта се намира в поредица от напрежения до водород и го измества от киселинни разтвори.

Така, за разлика от периодичната система от елементи, поредицата от напрежения в металите не е отражение общ модел, въз основа на които е възможно да се даде многостранна характеристика химични свойстваметали. Серия от напрежения Характеризира само редокс-способността на електрохимичната система "метал - метален йон" при строго определени условия: стойностите, дадени в нея, се отнасят до воден разтвор, температура и единица концентрация (активност) на метални йони.

Каква информация може да се получи от поредица от напрежения?

Широко използвани са редица метали с напрежение неорганична химия. По-специално, резултатите от много реакции и дори възможността за тяхното осъществяване зависят от позицията на някакъв метал в NRN. Нека обсъдим този въпрос по-подробно.

Взаимодействие на метали с киселини

Металите, които са в поредицата от напрежения вляво от водорода, реагират с киселини - неокислители. Металите, разположени в ERN вдясно от H, взаимодействат само с киселини - окислители (по-специално с HNO 3 и концентрирана H 2 SO 4).

Пример 1. Цинкът се намира в NER вляво от водорода, следователно, той може да реагира с почти всички киселини:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Пример 2. Медта се намира в ERN вдясно от H; този метал не реагира с "обикновени" киселини (HCl, H 3 PO 4, HBr, органични киселини), но взаимодейства с окислителни киселини (азотна, концентрирана сярна):

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Обръщам внимание на важен момент: когато металите взаимодействат с окислителни киселини, не се отделя водород, а някои други съединения. Можете да прочетете повече за това!

Взаимодействие на метали с вода

Металите, разположени в серията напрежения вляво от Mg, лесно реагират с водата, която вече е при стайна температурас отделяне на водород и образуване на алкален разтвор.

Пример 3. Натрий, калий, калций лесно се разтварят във вода, за да образуват алкален разтвор:

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

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

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

Металите, разположени в диапазона на напрежение от водород до магнезий (включително), в някои случаи взаимодействат с вода, но реакциите изискват специфични условия. Например, алуминият и магнезият започват да взаимодействат с H 2 O само след отстраняване на оксидния филм от металната повърхност. Желязото не реагира с вода при стайна температура, но взаимодейства с водни пари. Кобалтът, никелът, калайът, оловото практически не взаимодействат с H 2 O не само при стайна температура, но и при нагряване.

Металите, разположени от дясната страна на ERN (сребро, злато, платина), не реагират с вода при никакви обстоятелства.

Взаимодействие на метали с водни разтвори на соли

Ще говорим за следните видове реакции:

метал (*) + метална сол (**) = метал (**) + метална сол (*)

Бих искал да подчертая, че звездичките в този случай не показват степента на окисление, а не валентността на метала, а просто ни позволяват да правим разлика между метал № 1 и метал № 2.

За да възникне такава реакция, трябва да бъдат изпълнени едновременно три условия:

1. участващите в процеса соли трябва да са разтворими във вода (това е лесно да се провери с помощта на таблицата за разтворимост);
2. металът (*) трябва да бъде в поредица от напрежения вляво от метала (**);
3. метал (*) не трябва да реагира с вода (което също лесно се проверява от ERN).

Пример 4. Нека да разгледаме няколко реакции:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

K + Ni(NO 3) 2 ≠

Първата реакция е лесна за изпълнение, всички горепосочени условия са изпълнени: медният сулфат е разтворим във вода, цинкът е в ERN вляво от медта, Zn не реагира с вода.

Втората реакция е невъзможна, тъй като първото условие не е изпълнено (медният (II) сулфид е практически неразтворим във вода). Третата реакция не е осъществима, тъй като оловото е по-малко активен метал от желязото (намира се вдясно в NRN). И накрая, четвъртият процес НЯМА да доведе до утаяване на никел, тъй като калият реагира с вода; полученият калиев хидроксид може да реагира с разтвор на сол, но това е съвсем различен процес.

Процесът на термично разлагане на нитрати

Нека ви напомня, че нитратите са соли на азотната киселина. Всички нитрати се разлагат при нагряване, но съставът на продуктите от разлагането може да бъде различен. Съставът се определя от позицията на метала в поредицата от напрежения.

Нитратите на металите, разположени в NER вляво от магнезия, при нагряване образуват съответния нитрит и кислород:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

По време на термичното разлагане на метални нитрати, разположени в поредица от напрежения от Mg до Cu включително, се образуват метален оксид, NO 2 и кислород:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

И накрая, по време на разлагането на нитратите на най-малко активните метали (разположени в NER вдясно от медта), се образуват метал, азотен диоксид и кислород.

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

Колкото по-вляво е металът в серията от стандартни електродни потенциали, толкова по-силен е редуциращият агент, най-силният редуциращ агент е металният литий, златото е най-слабият и, обратно, златният (III) йон е най-силният окислител, литият (I) е най-слабият.

Всеки метал е в състояние да възстанови от соли в разтвор онези метали, които са в поредица от напрежения след него, например желязото може да измести медта от разтворите на неговите соли. Все пак трябва да се помни, че алкалните и алкалоземните метали ще взаимодействат директно с водата.

Металите, стоящи в поредицата от напрежения отляво на водорода, могат да го изместят от разтвори на разредени киселини, докато се разтварят в тях.

Редукционната активност на метала не винаги съответства на неговото положение в периодичната система, тъй като при определяне на мястото на метала в серия се взема предвид не само способността му да отдава електрони, но и енергията, изразходвана за разрушаване на металната кристална решетка, както и енергията, изразходвана за хидратация на йони.

Взаимодействие с прости вещества

СЪС кислород повечето метали образуват оксиди - амфотерни и основни:

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

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

Алкалните метали, с изключение на лития, образуват пероксиди:

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

СЪС халогени металите образуват соли на халогеноводородни киселини, напр.

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

СЪС водород най-активните метали образуват йонни хидриди - солеподобни вещества, в които водородът има степен на окисление -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

СЪС сиво металите образуват сулфиди - соли на хидросулфидна киселина:

СЪС азот някои метали образуват нитриди, реакцията почти винаги протича при нагряване:

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

СЪС въглерод се образуват карбиди.

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

СЪС фосфор - фосфиди:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Металите могат да взаимодействат един с друг, за да се образуват интерметални съединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металите могат да се разтварят един в друг при висока температура без взаимодействие, образувайки сплави.

Сплави

Сплави се наричат ​​системи, състоящи се от два или повече метала, както и метали и неметали, които имат характерни свойства, присъщи само на металното състояние.

Свойствата на сплавите са много разнообразни и се различават от свойствата на техните компоненти, например, за да се направи златото по-твърдо и по-подходящо за изработка на бижута, към него се добавя сребро, а сплав, съдържаща 40% кадмий и 60% бисмут, има точка на топене 144 ° C, т.е. много по-ниска от точката на топене на нейните компоненти (Cd 321 ° C, Bi 271 ° C).

Възможни са следните видове сплави:

Разтопените метали се смесват помежду си във всяко съотношение, разтваряйки се един в друг неограничено, например Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni и др. Тези сплави са хомогенни по състав, имат висока химическа устойчивост, провеждат електрически ток;

Изправените метали се смесват помежду си в произволно съотношение, но когато се охладят, те се разслояват и се получава маса, състояща се от отделни кристали на компоненти, например Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb и други.