Aké skupiny sa rozlišujú v rade aktivity kovov. aktívne kovy. Interakcia kovov s kyselinami

Všetky kovy, v závislosti od ich oxidačno-redukčnej aktivity, sú spojené do série nazývanej elektrochemická napäťová séria kovov (pretože kovy v nej sú usporiadané podľa rastúcich štandardných elektrochemických potenciálov) alebo série aktivít kovov:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Рt, Au

Najreaktívnejšie kovy sú v poradí aktivity až po vodík a čím viac vľavo sa kov nachádza, tým je aktívnejší. Kovy, ktoré sú v sérii aktivít vedľa vodíka, sa považujú za neaktívne.

hliník

Hliník je strieborno-bielej farby. Hlavná fyzikálne vlastnosti hliník - ľahkosť, vysoká tepelná a elektrická vodivosť. Vo voľnom stave, keď je hliník vystavený vzduchu, je pokrytý silným oxidovým filmom Al 2 O 3, vďaka čomu je odolný voči koncentrovaným kyselinám.

Hliník patrí do skupiny kovov p. Elektronická konfigurácia úrovne externej energie je 3s 2 3p 1 . Hliník vo svojich zlúčeninách vykazuje oxidačný stav rovný „+3“.

Hliník sa získava elektrolýzou roztaveného oxidu tohto prvku:

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

Pre nízky výťažok produktu sa však častejšie používa spôsob získavania hliníka elektrolýzou zmesi Na 3 a Al 2 O 3. Reakcia prebieha pri zahriatí na 960C a v prítomnosti katalyzátorov - fluoridov (AlF 3, CaF 2 atď.), pričom na katóde sa uvoľňuje hliník a na anóde kyslík.

Hliník je schopný interagovať s vodou po odstránení oxidového filmu z jeho povrchu (1), interagovať s jednoduchými látkami (kyslík, halogény, dusík, síra, uhlík) (2-6), kyselinami (7) a zásadami (8):

2Al + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2 (1)

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

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (3)

2Al + N2 = 2AlN (4)

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

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

2Al + 3H2S04 \u003d Al2(S04)3 + 3H2 (7)

2Al + 2NaOH + 3H20 \u003d 2Na + 3H2 (8)

Vápnik

Vo svojej voľnej forme je Ca strieborno-biely kov. Keď je vystavený vzduchu, je okamžite pokrytý žltkastým filmom, ktorý je produktom jeho interakcie s základné časti vzduchu. Vápnik je pomerne tvrdý kov, má kubickú tvárovo centrovanú kryštálovú mriežku.

Elektronická konfigurácia externej úrovne energie je 4s 2 . Vo svojich zlúčeninách vápnik vykazuje oxidačný stav rovný „+2“.

Vápnik sa získava elektrolýzou roztavených solí, najčastejšie chloridov:

CaCl2 \u003d Ca + Cl2

Vápnik je schopný rozpúšťať sa vo vode za tvorby hydroxidov, ktoré vykazujú silné zásadité vlastnosti (1), reagovať s kyslíkom (2), vytvárať oxidy, interagovať s nekovmi (3-8), rozpúšťať sa v kyselinách (9):

Ca + H20 \u003d Ca (OH) 2 + H2 (1)

2Ca + O2 \u003d 2CaO (2)

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 (3)

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

2Ca + 2C = Ca2C2 (5)

2Ca + 2P = Ca3P2 (7)

Ca + H2 \u003d CaH2 (8)

Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2 (9)

Železo a jeho zlúčeniny

Železo je šedý kov. Vo svojej čistej forme je celkom mäkký, poddajný a tvárny. Elektronická konfigurácia externej energetickej hladiny je 3d 6 4s 2 . Vo svojich zlúčeninách železo vykazuje oxidačné stavy "+2" a "+3".

Kovové železo reaguje s vodnou parou a vytvára zmesný oxid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H20 (v) ↔ Fe304 + 4H2

Na vzduchu sa železo ľahko oxiduje, najmä v prítomnosti vlhkosti (hrdzavie):

3Fe + 3O2 + 6H20 \u003d 4Fe (OH)3

Rovnako ako iné kovy, železo reaguje s jednoduchými látkami, napríklad halogénmi (1), rozpúšťa sa v kyselinách (2):

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2 (2)

Železo tvorí celý rad zlúčenín, pretože vykazuje niekoľko oxidačných stavov: hydroxid železitý, hydroxid železitý, soli, oxidy atď. Hydroxid železitý možno teda získať pôsobením alkalických roztokov na soli železa (II) bez prístupu vzduchu:

FeSO4 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 ↓ + Na2S04

Hydroxid železitý je rozpustný v kyselinách a v prítomnosti kyslíka sa oxiduje na hydroxid železitý.

Soli železa (II) vykazujú vlastnosti redukčných činidiel a premieňajú sa na zlúčeniny železa (III).

Oxid železitý (III) sa nedá získať spaľovaním železa v kyslíku, na jeho získanie je potrebné spáliť sulfidy železa alebo kalcinovať iné soli železa:

4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe203 + 8SO2

2FeS04 \u003d Fe203 + SO2 + 3H20

Zlúčeniny železa (III) vykazujú slabé oxidačné vlastnosti a sú schopné vstúpiť do OVR so silnými redukčnými činidlami:

2FeCl3 + H2S \u003d Fe (OH)3 ↓ + 3NaCl

Výroba železa a ocele

Ocele a liatiny sú zliatiny železa s uhlíkom a obsah uhlíka v oceli je do 2% a v liatine 2-4%. Ocele a liatiny obsahujú legujúce prísady: ocele - Cr, V, Ni a liatina - Si.

Existujú rôzne druhy ocelí, preto sa podľa účelu rozlišujú ocele konštrukčné, nehrdzavejúce, nástrojové, žiaruvzdorné a kryogénne. Autor: chemické zloženie alokovať uhlík (nízky, stredný a vysoký uhlík) a legovaný (nízko, stredne a vysoko legovaný). V závislosti od štruktúry sa rozlišujú austenitické, feritické, martenzitické, perlitické a bainitické ocele.

Ocele sa používajú v mnohých priemyselných odvetviach Národné hospodárstvo ako stavebný, chemický, petrochemický, bezpečnostný životné prostredie, energetika dopravy a ďalšie priemyselné odvetvia.

V závislosti od formy obsahu uhlíka v liatine - cementite alebo grafite, ako aj ich množstva sa rozlišuje niekoľko druhov liatiny: biela (svetlá farba lomu v dôsledku prítomnosti uhlíka vo forme cementitu), šedá ( sivej farby lom v dôsledku prítomnosti uhlíka vo forme grafitu), kujný a tepelne odolný. Liatiny sú veľmi krehké zliatiny.

Oblasti použitia liatiny sú rozsiahle - z liatiny sa vyrábajú umelecké dekorácie (ploty, brány), diely karosérie, inštalatérske zariadenia, domáce potreby (panvice), používa sa v automobilovom priemysle.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Potenciálny rozdiel "elektróda látka - roztok" slúži len ako kvantitatívna charakteristika schopnosti látky (ako kovov, tak ajnekovy) prechádzajú do roztoku vo forme iónov, t.j. postavyschopnosťou OB iónu a jemu zodpovedajúcej látky.

Tento potenciálny rozdiel sa nazývaelektródový potenciál.

Priame metódy na meranie takéhoto potenciálneho rozdieluneexistuje, preto sme sa dohodli, že ich zadefinujeme vo vzťahu ktakzvaná štandardná vodíková elektróda, potenciálktorej hodnota sa podmienečne berie ako nula (často sa tiež nazývareferenčná elektróda). Štandardná vodíková elektróda pozostáva zz platinovej platne ponorenej do roztoku kyseliny s konkoncentrácia iónov H + 1 mol/l a premýva sa prúdom plynvodík za štandardných podmienok.

Vzhľad potenciálu na štandardnej vodíkovej elektróde si možno predstaviť nasledujúcim spôsobom. Plynný vodík, ktorý je adsorbovaný platinou, prechádza do atómového stavu:

H22H.

Medzi atómovým vodíkom vytvoreným na povrchu platne, vodíkovými iónmi v roztoku a platinou (elektrónmi!) sa realizuje stav dynamickej rovnováhy:

H H++ e.

Celkový proces je vyjadrený rovnicou:

H22H++ 2e.

Platina sa nezúčastňuje redoxu A proces, ale je len nosičom atómového vodíka.

Ak sa doska z nejakého kovu ponorená do roztoku jeho soli s koncentráciou kovových iónov rovnajúcou sa 1 mol / l pripojí k štandardnej vodíkovej elektróde, získa sa galvanický článok. Elektromotorická sila tento prvok(EMF), merané pri 25 ° C a charakterizuje štandardný elektródový potenciál kovu, zvyčajne označovaný ako E 0.

Vo vzťahu k systému H 2 / 2H + sa niektoré látky budú správať ako oxidačné činidlá, iné ako redukčné činidlá. V súčasnosti sa získali štandardné potenciály takmer všetkých kovov a mnohých nekovov, ktoré charakterizujú relatívnu schopnosť redukčných alebo oxidačných činidiel darovať alebo zachytávať elektróny.

Potenciály elektród, ktoré pôsobia ako redukčné činidlá vzhľadom na vodík, majú znamienko „-“ a znamienko „+“ označuje potenciály elektród, ktoré sú oxidačnými činidlami.

Ak usporiadate kovy vo vzostupnom poradí podľa ich štandardných elektródových potenciálov, potom tzv elektrochemický rad napätia kovov:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, V i , С u , Hg , А g , Р d , Р t , А u .

Rad napätí charakterizuje chemické vlastnosti kovov.

1. Čím zápornejší je elektródový potenciál kovu, tým väčšia je jeho redukčná schopnosť.

2. Každý kov je schopný vytesniť (obnoviť) zo soľných roztokov tie kovy, ktoré sú po ňom v sérii kovových napätí. Jedinou výnimkou sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ktoré nezredukujú iné ióny kovov z roztokov ich solí. Je to spôsobené tým, že v týchto prípadoch prebiehajú reakcie interakcie kovov s vodou rýchlejším tempom.

3. Všetky kovy so záporným štandardným elektródovým potenciálom, t.j. umiestnené v sérii napätí kovov naľavo od vodíka, sú schopné ho vytesniť z kyslých roztokov.

Treba poznamenať, že predložená séria charakterizuje správanie kovov a ich solí iba vo vodných roztokoch, pretože potenciály zohľadňujú vlastnosti interakcie jedného alebo druhého iónu s molekulami rozpúšťadla. To je dôvod, prečo elektrochemická séria začína lítiom, zatiaľ čo aktívnejšie v chemicky rubídium a draslík sa nachádzajú napravo od lítia. Je to spôsobené výnimočne vysokou energiou procesu hydratácie lítnych iónov v porovnaní s inými iónmi alkalických kovov.

Algebraická hodnota štandardného redoxného potenciálu charakterizuje oxidačnú aktivitu zodpovedajúcej oxidovanej formy. Porovnanie hodnôt štandardných redoxných potenciálov nám preto umožňuje odpovedať na otázku: prebieha tá alebo tá redoxná reakcia?

Takže všetky polovičné reakcie oxidácie halogenidových iónov na voľné halogény

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)

možno realizovať za štandardných podmienok, keď sa ako oxidačné činidlo používa oxid olovnatý ( IV ) (Eo = 1,46 V) alebo manganistanu draselného (Eo = 1,52 V). Pri použití dvojchrómanu draselného ( E0 = 1,35 V) môžu byť uskutočnené len reakcie (2) a (3). Nakoniec použitie kyseliny dusičnej ako oxidačného činidla ( E0 = 0,96 V) umožňuje len polovičnú reakciu za účasti jodidových iónov (3).

Kvantitatívne kritérium na posúdenie možnosti konkrétnej redoxnej reakcie je teda kladná hodnota rozdiel medzi štandardnými redoxnými potenciálmi polovičných reakcií oxidácie a redukcie.

Ak z celého radu štandardných elektródových potenciálov vyčleníme len tie elektródové procesy, ktoré zodpovedajú všeobecnej rovnici

potom dostaneme sériu napätí kovov. Okrem kovov je v tejto sérii vždy zahrnutý vodík, čo umožňuje zistiť, ktoré kovy sú schopné vytesniť vodík z vodných roztokov kyselín.

Tabuľka 19

Množstvo napätí pre najdôležitejšie kovy je uvedené v tabuľke. 19. Poloha kovu v sérii napätí charakterizuje jeho schopnosť redoxných interakcií vo vodných roztokoch za štandardných podmienok. Kovové ióny sú oxidačné činidlá a kovy vo forme jednoduché látky- reštaurátori. Zároveň platí, že čím ďalej sa kov nachádza v rade napätí, tým silnejšie sú jeho ióny oxidačného činidla vo vodnom roztoku a naopak, čím bližšie je kov k začiatku radu, tým silnejšie redukčné vlastnosti vykazuje jednoduchá látka - kov.

Elektródový procesný potenciál

v neutrálnom médiu je to B (pozri stranu 273). aktívne kovy začiatky série, ktoré majú potenciál oveľa zápornejší ako -0,41 V, vytláčajú vodík z vody. Horčík iba vytláča vodík z horúcej vody. Kovy nachádzajúce sa medzi horčíkom a kadmiom zvyčajne nevytláčajú vodík z vody. Na povrchu týchto kovov sa vytvárajú oxidové filmy, ktoré majú ochranný účinok.

Kovy nachádzajúce sa medzi horčíkom a vodíkom vytláčajú vodík z kyslých roztokov. Zároveň sa na povrchu niektorých kovov vytvárajú aj ochranné filmy, ktoré brzdia reakciu. Takže oxidový film na hliníku robí tento kov odolným nielen vo vode, ale aj v roztokoch určitých kyselín. Olovo sa nerozpúšťa v kyseline sírovej pri koncentrácii nižšej ako , pretože soľ vznikajúca pri interakcii olova s ​​kyselinou sírovou je nerozpustná a vytvára na povrchu kovu ochranný film. Fenomén hlbokej inhibície oxidácie kovu v dôsledku prítomnosti ochranných oxidových alebo soľných filmov na jeho povrchu sa nazýva pasivita a stav kovu sa v tomto prípade nazýva pasívny stav.

Kovy sa dokážu navzájom vytesniť z roztokov solí. Smer reakcie je v tomto prípade určený ich vzájomnou polohou v sérii napätí. Vzhľadom na špecifické prípady takýchto reakcií je potrebné pripomenúť, že aktívne kovy vytláčajú vodík nielen z vody, ale aj z akéhokoľvek vodného roztoku. Preto k vzájomnému vytesňovaniu kovov z roztokov ich solí dochádza prakticky len v prípade kovov nachádzajúcich sa v rade za horčíkom.

Vytesňovanie kovov z ich zlúčenín inými kovmi prvýkrát podrobne študoval Beketov. V dôsledku svojej práce usporiadal kovy podľa ich chemickej aktivity do série posunov, ktorá je prototypom série kovových napätí.

Vzájomná poloha niektorých kovov v rade napätí a v periodickej sústave na prvý pohľad nezodpovedá. Napríklad podľa polohy v periodickom systéme musí byť reaktivita draslíka väčšia ako sodíka a sodíka musí byť väčšia ako lítia. V sérii napätí je najaktívnejšie lítium a draslík zaberá strednú pozíciu medzi lítiom a sodíkom. Zinok a meď by podľa ich polohy v periodickom systéme mali mať približne rovnakú chemickú aktivitu, ale v sérii napätí sa zinok nachádza oveľa skôr ako meď. Dôvod tohto druhu nekonzistentnosti je nasledujúci.

Pri porovnávaní kovov zaujímajúcich určitú pozíciu v periodickom systéme sa miera ich chemickej aktivity - redukčná schopnosť - berie ako hodnota ionizačnej energie voľných atómov. Pri prechode napríklad zhora nadol pozdĺž hlavnej podskupiny skupiny I periodický systém ionizačná energia atómov klesá, čo súvisí so zväčšovaním ich polomerov (t. j. s veľkou vzdialenosťou vonkajších elektrónov od jadra) a so zväčšovaním tienenia kladného náboja jadra medzivrstvami elektrónov (pozri § 31). Preto atómy draslíka vykazujú väčšiu chemickú aktivitu – majú silnejšie redukčné vlastnosti – ako atómy sodíka a atómy sodíka sú aktívnejšie ako atómy lítia.

Pri porovnávaní kovov v sérii napätí sa miera chemickej aktivity berie ako práca pri premene kovu v pevnom stave na hydratované ióny vo vodnom roztoku. Táto práca môže byť reprezentovaná ako súčet troch pojmov: energia atomizácie - premena kovového kryštálu na izolované atómy, ionizačná energia voľných atómov kovu a hydratačná energia vytvorených iónov. Atomizačná energia charakterizuje silu kryštálovej mriežky daného kovu. Ionizačná energia atómov – odtrhnutie valenčných elektrónov od nich – je priamo určená polohou kovu v periodickom systéme. Energia uvoľnená pri hydratácii závisí od elektronická štruktúra ión, jeho náboj a polomer.

Lítiové a draselné ióny, ktoré majú rovnaký náboj, ale rôzne polomery, vytvoria nerovnaké elektrické polia. Pole generované v blízkosti malých iónov lítia bude silnejšie ako pole v blízkosti veľkých iónov draslíka. Z toho je zrejmé, že ióny lítia sa budú hydratovať s uvoľnením väčšieho množstva energie ako draselné.

V priebehu uvažovanej transformácie sa teda energia vynakladá na atomizáciu a ionizáciu a energia sa uvoľňuje pri hydratácii. Čím je celková spotreba energie nižšia, tým bude celý proces jednoduchší a tým bližšie k začiatku série napätí sa daný kov bude nachádzať. Ale z troch členov celkovej energetickej bilancie je iba jeden - ionizačná energia - priamo určený polohou kovu v periodickom systéme. V dôsledku toho nie je dôvod očakávať, že vzájomná poloha určitých kovov v sérii napätí bude vždy zodpovedať ich polohe v periodickom systéme. Takže pre lítium je celková spotreba energie menšia ako pre draslík, v súlade s tým je lítium v ​​sérii napätí pred draslíkom.

Pre meď a zinok je výdaj energie na ionizáciu voľných atómov a jej zisk pri hydratácii iónov blízko. Ale kovová meď tvorí silnejšiu kryštálovú mriežku ako zinok, čo možno vidieť z porovnania teplôt topenia týchto kovov: zinok sa topí pri , a meď iba pri . Preto je energia vynaložená na atomizáciu týchto kovov výrazne odlišná, v dôsledku čoho sú celkové náklady na energiu na celý proces v prípade medi oveľa väčšie ako v prípade zinku, čo vysvetľuje relatívnu polohu týchto kovov v napäťových radoch.

Pri prechode z vody do nevodných rozpúšťadiel sa môže meniť vzájomná poloha kovov v sérii napätí. Dôvod spočíva v tom, že energia solvatácie iónov rôznych kovov sa pri prechode z jedného rozpúšťadla do druhého mení rôznymi spôsobmi.

Najmä ión medi je veľmi intenzívne solvatovaný v niektorých organických rozpúšťadlách; to vedie k tomu, že v takýchto rozpúšťadlách sa meď nachádza v sérii napätí až po vodík a vytláča ju z kyslých roztokov.

Na rozdiel od periodického systému prvkov teda rad napätí v kovoch nie je odrazom všeobecné vzory, na základe čoho je možné dať všestrannú Charakteristika chemické vlastnosti kovy. Séria napätí Charakterizuje iba redoxnú schopnosť elektrochemického systému "kov - kovový ión" za presne definovaných podmienok: hodnoty v ňom uvedené sa vzťahujú na vodný roztok, teplotu a jednotkovú koncentráciu (aktivitu) kovových iónov.

Aké informácie možno získať zo série napätí?

Široko sa používa celý rad napäťových kovov anorganická chémia. Najmä výsledky mnohých reakcií a dokonca aj možnosť ich realizácie závisia od polohy niektorého kovu v NRN. Poďme diskutovať o tomto probléme podrobnejšie.

Interakcia kovov s kyselinami

Kovy, ktoré sú v sérii napätí naľavo od vodíka, reagujú s kyselinami - neoxidačnými činidlami. Kovy nachádzajúce sa v ERN napravo od H interagujú iba s kyselinami - oxidačnými činidlami (najmä s HNO 3 a koncentrovanou H 2 SO 4).

Príklad 1. Zinok sa nachádza v NER naľavo od vodíka, preto je schopný reagovať s takmer všetkými kyselinami:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2

Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2

Príklad 2. Meď sa nachádza v ERN napravo od H; tento kov nereaguje s "obyčajnými" kyselinami (HCl, H 3 PO 4, HBr, organické kyseliny), interaguje však s oxidačnými kyselinami (dusičná, koncentrovaná sírová):

Cu + 4HN03 (konc.) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20

Cu + 2H2S04 (konc.) = CuS04 + S02 + 2H20

Upozorňujem vás na dôležitý bod: keď kovy interagujú s oxidačnými kyselinami, neuvoľňuje sa vodík, ale niektoré ďalšie zlúčeniny. Môžete si o tom prečítať viac!

Interakcia kovov s vodou

Kovy nachádzajúce sa v napäťovej sérii naľavo od Mg ľahko reagujú s vodou už pri izbová teplota s uvoľňovaním vodíka a tvorbou alkalického roztoku.

Príklad 3. Sodík, draslík, vápnik sa ľahko rozpúšťajú vo vode za vzniku alkalického roztoku:

2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2

2K + 2H20 = 2KOH + H2

Ca + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2

Kovy nachádzajúce sa v rozsahu napätia od vodíka po horčík (vrátane) v niektorých prípadoch interagujú s vodou, ale reakcie vyžadujú špecifické podmienky. Napríklad hliník a horčík začnú interagovať s H20 až po odstránení oxidového filmu z kovového povrchu. Železo pri izbovej teplote nereaguje s vodou, ale interaguje s vodnou parou. Kobalt, nikel, cín, olovo prakticky neinteragujú s H 2 O, a to nielen pri izbovej teplote, ale ani pri zahrievaní.

Kovy nachádzajúce sa na pravej strane ERN (striebro, zlato, platina) za žiadnych okolností nereagujú s vodou.

Interakcia kovov s vodnými roztokmi solí

Budeme hovoriť o nasledujúcich typoch reakcií:

kov (*) + soľ kovu (**) = kov (**) + soľ kovu (*)

Chcel by som zdôrazniť, že hviezdičky v tomto prípade neoznačujú stupeň oxidácie, nie mocnosť kovu, ale jednoducho nám umožňujú rozlíšiť kov č. 1 a kov č. 2.

Aby takáto reakcia nastala, musia byť súčasne splnené tri podmienky:

1. soli zahrnuté v procese musia byť rozpustné vo vode (to sa dá ľahko skontrolovať pomocou tabuľky rozpustnosti);
2. kov (*) musí byť v sérii napätí naľavo od kovu (**);
3. kov (*) by nemal reagovať s vodou (čo tiež ľahko kontroluje ERN).

Príklad 4. Pozrime sa na niekoľko reakcií:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

K + Ni(N03)2 ≠

Prvá reakcia je ľahko realizovateľná, všetky vyššie uvedené podmienky sú splnené: síran meďnatý je rozpustný vo vode, zinok je v ERN naľavo od medi, Zn nereaguje s vodou.

Druhá reakcia nie je možná, pretože nie je splnená prvá podmienka (sulfid meďnatý je prakticky nerozpustný vo vode). Tretia reakcia nie je uskutočniteľná, pretože olovo je menej aktívny kov ako železo (umiestnené vpravo v NRN). Nakoniec, štvrtý proces NEVEDIE k zrážaniu niklu, pretože draslík reaguje s vodou; výsledný hydroxid draselný môže reagovať s roztokom soli, ale ide o úplne iný proces.

Proces tepelného rozkladu dusičnanov

Pripomínam, že dusičnany sú soli kyseliny dusičnej. Všetky dusičnany sa pri zahrievaní rozkladajú, ale zloženie rozkladných produktov môže byť odlišné. Zloženie je určené polohou kovu v sérii napätí.

Dusičnany kovov, ktoré sa nachádzajú v NER naľavo od horčíka, tvoria po zahriatí zodpovedajúce dusitany a kyslík:

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

Počas tepelného rozkladu dusičnanov kovov, ktoré sa nachádzajú v sérii napätí od Mg po Cu vrátane, sa tvoria oxid kovu, NO 2 a kyslík:

2Cu(N03)2 \u003d 2CuO + 4N02 + O2

Nakoniec pri rozklade dusičnanov najmenej aktívnych kovov (nachádzajú sa v NER napravo od medi) vzniká kov, oxid dusičitý a kyslík.

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

Čím viac vľavo je kov v sérii štandardných elektródových potenciálov, tým je redukčné činidlo silnejšie, najsilnejším redukčným činidlom je kov lítium, zlato je najslabšie a naopak, ión zlata (III) je najsilnejšie oxidačné činidlo, lítium (I) je najslabšie.

Každý kov je schopný obnoviť zo solí v roztoku tie kovy, ktoré sú po ňom v sérii napätí, napríklad železo môže vytesniť meď z roztokov svojich solí. Malo by sa však pamätať na to, že alkalické kovy a kovy alkalických zemín budú interagovať priamo s vodou.

Kovy stojace v sérii napätí naľavo od vodíka ho dokážu vytesniť z roztokov zriedených kyselín, pričom sa v nich rozpúšťajú.

Redukčná aktivita kovu nie vždy zodpovedá jeho polohe v periodickom systéme, pretože pri určovaní miesta kovu v sérii sa berie do úvahy nielen jeho schopnosť darovať elektróny, ale aj energia vynaložená na deštrukciu kryštálovej mriežky kovu, ako aj energia vynaložená na hydratáciu iónov.

Interakcia s jednoduchými látkami

S kyslík väčšina kovov tvorí oxidy - amfotérne a zásadité:

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

4Al + 3O2 \u003d 2Al203.

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na + O2 \u003d Na202.

S halogény kovy tvoria soli halogenovodíkových kyselín, napr.

Cu + Cl2 \u003d CuCl2.

S vodík najaktívnejšie kovy tvoria iónové hydridy – soli podobné látky, v ktorých má vodík oxidačný stav -1.

2Na + H2 = 2NaH.

S sivá kovy tvoria sulfidy - soli kyseliny sulfidovej:

S dusíka niektoré kovy tvoria nitridy, reakcia takmer vždy prebieha pri zahrievaní:

3Mg + N2 \u003d Mg3N2.

S uhlíka vznikajú karbidy.

4Al + 3C \u003d Al3C 4.

S fosfor - fosfidy:

3Ca + 2P = Ca3P2.

Kovy môžu vzájomne pôsobiť a vytvárať intermetalické zlúčeniny :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Kovy sa môžu pri vysokej teplote navzájom rozpúšťať bez interakcie, formovania zliatin.

Zliatiny

Zliatiny sa nazývajú systémy pozostávajúce z dvoch alebo viacerých kovov, ako aj kovov a nekovov, ktoré majú charakteristické vlastnosti vlastné iba kovovému stavu.

Vlastnosti zliatin sú veľmi rôznorodé a líšia sa od vlastností ich komponentov, napríklad aby bolo zlato tvrdšie a vhodnejšie na výrobu šperkov, pridáva sa do neho striebro a zliatina obsahujúca 40 % kadmia a 60 % bizmutu má bod topenia 144 °C, t.j. oveľa nižší ako bod topenia jeho komponentov (Cd, Bi 321 °C).

Možné sú nasledujúce typy zliatin:

Roztavené kovy sa navzájom miešajú v ľubovoľnom pomere, pričom sa v sebe neobmedzene rozpúšťajú napríklad Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni a iné. Tieto zliatiny sú homogénne v zložení, majú vysokú chemickú odolnosť, vedú elektrický prúd;

Narovnané kovy sa navzájom zmiešajú v ľubovoľnom pomere, po ochladení sa však delaminujú a získa sa hmota pozostávajúca z jednotlivých kryštálov zložiek, napríklad Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb a iných.