Ce grupe se disting în seria de activitate a metalelor. metale active. Interacțiunea metalelor cu acizii

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

Li, K, Ba, 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

Totuși, datorită randamentului scăzut al produsului, se folosește mai des metoda de obținere a aluminiului prin electroliza unui amestec de Na 3 și Al 2 O 3 . 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 rețea cristalină cubică centrată pe față.

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, halogenii (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 oxidante 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 2-4%. Otelurile si fontele contin aditivi de aliere: oteluri - Cr, V, Ni, si fonta - Si.

Există diverse tipuri de oțeluri, așa că, în funcție de scopul lor, se disting oțelurile structurale, inoxidabile, pentru scule, termorezistente și 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 sunt folosite în multe industrii economie nationala 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 ( culoare gri fractură din cauza prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabil și rezistent 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

Diferența de potențial „substanță electrod - soluție” servește doar ca o caracteristică cantitativă a capacității unei substanțe (atât metale, cât șinemetale) trec în soluție sub formă de ioni, adică personajeprin capacitatea OB a ionului și a substanței sale corespunzătoare.

Această diferență de potențial se numeștepotenţialul electrodului.

Cu toate acestea, metode directe pentru măsurarea unei astfel de diferențe de potențialnu există, așa că am convenit să le definim în raport cuașa-numitul electrod standard de hidrogen, potențialula cărui valoare este luată în mod condiționat ca zero (denumită adesea șielectrod de referință). Electrodul standard de hidrogen este format dindintr-o placă de platină scufundată într-o soluţie acidă cu conconcentraţia ionilor H + 1 mol/l şi spălată cu un jet de gazhidrogen în condiții standard.

Apariția unui potențial pe un electrod standard de hidrogen poate fi imaginată în felul următor. Hidrogenul gazos, fiind adsorbit de platină, trece în stare atomică:

H22H.

Între hidrogenul atomic format pe suprafața plăcii, ionii de hidrogen în soluție și platină (electroni!) se realizează o stare de echilibru dinamic:

H H ++ e.

Procesul general este exprimat prin ecuația:

H22H++ 2e.

Platina nu ia parte la redoxȘi proces, dar este doar un purtător de hidrogen atomic.

Dacă o placă de metal, scufundată într-o soluție de sare cu o concentrație de ioni metalici egală cu 1 mol/l, este conectată la un electrod standard de hidrogen, atunci se va obține o celulă galvanică. Forta electromotoare acest element(EMF), măsurată la 25 ° C și caracterizează potențialul electrod standard al metalului, de obicei notat cu E 0.

În raport cu sistemul H 2 / 2H +, unele substanţe se vor comporta ca agenţi oxidanţi, altele ca agenţi reducători. În prezent, s-au obținut potențialele standard ale aproape tuturor metalelor și multor nemetale, care caracterizează capacitatea relativă a agenților reducători sau oxidanți de a dona sau capta electroni.

Potențialele electrozilor care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul au semnul „-”, iar semnul „+” marchează potențialele electrozilor care sunt agenți oxidanți.

Dacă aranjați metalele în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, atunci așa-numitul serie de tensiune electrochimică a metalelor:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, N i, Sn, P b, H, Sb, V i , С u , Hg , А g , Р d , Р t , А u .

O serie de tensiuni caracterizează proprietățile chimice ale metalelor.

1. Cu cât potenţialul electrodului metalului este mai negativ, cu atât capacitatea sa de reducere este mai mare.

2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască (restaurează) din soluțiile sărate acele metale care se află în seria tensiunilor metalice după el. Singurele excepții sunt metalele alcaline și alcalino-pământoase, care nu vor reduce alți ioni de metal din soluțiile sărurilor lor. Acest lucru se datorează faptului că, în aceste cazuri, reacțiile de interacțiune a metalelor cu apa au loc într-un ritm mai rapid.

3. Toate metalele care au un potențial de electrod standard negativ, de ex. situate în seria de tensiuni ale metalelor la stânga hidrogenului, sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile acide.

Trebuie remarcat faptul că seria prezentată caracterizează comportamentul metalelor și sărurilor lor numai în soluții apoase, deoarece potențialele țin cont de caracteristicile interacțiunii unuia sau altuia ion cu moleculele de solvent. De aceea seria electrochimică începe cu litiu, în timp ce cele mai active în chimic rubidul și potasiul sunt situate în dreapta litiului. Acest lucru se datorează energiei excepțional de mare a procesului de hidratare cu ioni de litiu în comparație cu alți ioni de metale alcaline.

Valoarea algebrică a potențialului redox standard caracterizează activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. Prin urmare, o comparație a valorilor potențialelor redox standard ne permite să răspundem la întrebarea: are loc aceasta sau acea reacție redox?

Deci, toate semireacțiile de oxidare a ionilor de halogenură la halogeni liberi

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)

poate fi realizat în condiții standard când oxidul de plumb este utilizat ca agent oxidant ( IV ) (E 0 = 1,46 V) sau permanganat de potasiu (E 0 = 1,52 V). Când se utilizează dicromat de potasiu ( E0 = 1,35 V) pot fi efectuate numai reacțiile (2) și (3). În cele din urmă, utilizarea acidului azotic ca agent oxidant ( E0 = 0,96 V) permite doar o semireacție cu participarea ionilor de iodură (3).

Astfel, criteriul cantitativ de evaluare a posibilității unei anumite reacții redox este valoare pozitivă diferența dintre potențialele redox standard ale semireacțiilor de oxidare și reducere.

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 metal într-o serie de tensiuni caracterizează capacitatea acestuia de a redox interacțiunile în soluții apoase în condiții standard. Ionii metalici sunt agenți oxidanți, iar metalele sub formă substanțe simple- restauratori. 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 este mai puternic 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 doar hidrogenul 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. Deci, pelicula de oxid de 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 în seria tensiunilor 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 electronica ion, 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 relativă 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 reflexie tipare generale, pe baza căreia se poate da o Caracteristică versatilă proprietăți chimice metale. 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.

Ce informații se pot obține dintr-o serie de tensiuni?

O gamă de metale de tensiune sunt utilizate pe scară largă Chimie anorganică. În special, rezultatele multor reacții și chiar posibilitatea implementării lor depind de poziția unui metal în RRN. Să discutăm această problemă mai detaliat.

Interacțiunea metalelor cu acizii

Metalele care se află în seria tensiunilor din stânga hidrogenului reacţionează cu acizi - agenţi neoxidanţi. Metalele situate în ERN în dreapta H interacționează numai cu acizi - agenți oxidanți (în special, cu HNO 3 și H 2 SO 4 concentrat).

Exemplul 1. Zincul este situat în NER la stânga hidrogenului, prin urmare, este capabil să reacționeze cu aproape toți acizii:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

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

Exemplul 2. Cuprul este situat în ERN la dreapta lui H; acest metal nu reacționează cu acizii „obișnuiți” (HCl, H 3 PO 4 , HBr, acizi organici), totuși interacționează cu acizii oxidanți (azot, sulfuric concentrat):

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

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

Vă atrag atenția asupra unui punct important: atunci când metalele interacționează cu acizii oxidanți, nu se eliberează hidrogen, ci alți compuși. Puteți citi mai multe despre asta!

Interacțiunea metalelor cu apa

Metalele situate în seria tensiunii din stânga Mg reacţionează uşor cu apa deja la temperatura camerei cu eliberarea hidrogenului și formarea unei soluții alcaline.

Exemplul 3. Sodiul, potasiul, calciul se dizolvă ușor în apă pentru a forma o soluție alcalină:

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

2K + 2H2O = 2KOH + H2

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

Metalele situate în intervalul de tensiuni de la hidrogen la magneziu (inclusiv) interacționează în unele cazuri cu apa, dar reacțiile necesită condiții specifice. De exemplu, aluminiul și magneziul încep să interacționeze cu H2O numai după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața metalului. Fierul nu reacționează cu apa la temperatura camerei, ci interacționează cu vaporii de apă. Cobaltul, nichelul, staniul, plumbul practic nu interacționează cu H 2 O, nu numai la temperatura camerei, ci și atunci când sunt încălzite.

Metalele situate pe partea dreaptă a ERN (argint, aur, platină) nu reacţionează cu apa sub nicio formă.

Interacțiunea metalelor cu soluțiile apoase de săruri

Vom vorbi despre următoarele tipuri de reacții:

metal (*) + sare metalică (**) = metal (**) + sare metalică (*)

Aș dori să subliniez că asteriscurile în acest caz nu indică gradul de oxidare, nu valența metalului, ci pur și simplu ne permit să distingem între metalul nr. 1 și metalul nr. 2.

Pentru ca o astfel de reacție să apară, trebuie îndeplinite simultan trei condiții:

1. sărurile implicate în proces trebuie să fie solubile în apă (acest lucru este ușor de verificat folosind tabelul de solubilitate);
2. metal (*) trebuie să fie într-o serie de tensiuni la stânga metalului (**);
3. metalul (*) nu ar trebui să reacționeze cu apa (care este, de asemenea, ușor verificată de ERN).

Exemplul 4. Să ne uităm la câteva reacții:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

K + Ni(N03)2 ≠

Prima reacție este ușor de implementat, toate condițiile de mai sus sunt îndeplinite: sulfatul de cupru este solubil în apă, zincul se află în ERN la stânga cuprului, Zn nu reacționează cu apa.

A doua reacție este imposibilă, deoarece prima condiție nu este îndeplinită (sulfura de cupru (II) este practic insolubilă în apă). A treia reacție nu este fezabilă, deoarece plumbul este un metal mai puțin activ decât fierul (situat în dreapta în NRN). În cele din urmă, al patrulea proces NU va duce la precipitarea nichelului, deoarece potasiul reacţionează cu apa; hidroxidul de potasiu rezultat poate reacționa cu o soluție de sare, dar acesta este un proces complet diferit.

Procesul de descompunere termică a nitraților

Permiteți-mi să vă reamintesc că nitrații sunt săruri ale acidului azotic. Toți nitrații se descompun atunci când sunt încălziți, dar compoziția produselor de descompunere poate fi diferită. Compoziția este determinată de poziția metalului în seria tensiunilor.

Nitrații de metale localizați în NER la stânga magneziului, atunci când sunt încălziți, formează nitritul și oxigenul corespunzător:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

În timpul descompunerii termice a nitraților metalici, localizați într-o serie de tensiuni de la Mg la Cu inclusiv, se formează oxid metalic, NO 2 și oxigen:

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

În cele din urmă, în timpul descompunerii nitraților metalelor mai puțin active (situați în NER în dreapta cuprului), se formează metal, dioxid de azot și oxigen.

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

Cu cât metalul se află mai în 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

CU oxigen majoritatea metalelor formează oxizi - amfoteri și bazici:

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

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

Metalele alcaline, cu excepția litiului, formează peroxizi:

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

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

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2.

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

2Na + H2 = 2NaH.

CU gri metalele formează sulfuri - săruri ale acidului hidrosulfurat:

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

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

CU carbon se formează carburi.

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

CU 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 sunt numite 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.