Neaktivne kovine reagirajo z vodo. II

Kovine se zelo razlikujejo po svoji kemični aktivnosti. Kemično aktivnost kovine lahko približno ocenimo po njenem položaju v.

Najbolj aktivne kovine nahajajo se na začetku te vrstice (levo), najmanj aktivni pa na koncu (desno).
Reakcije z enostavnimi snovmi. Kovine reagirajo z nekovinami in tvorijo binarne spojine. Reakcijski pogoji in včasih njihovi produkti se za različne kovine zelo razlikujejo.
Na primer, alkalijske kovine aktivno reagirajo s kisikom (tudi v zraku) pri sobni temperaturi, da tvorijo okside in perokside.

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Kovine srednje aktivnosti pri segrevanju reagirajo s kisikom. V tem primeru nastanejo oksidi:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Nizko aktivne kovine (na primer zlato, platina) ne reagirajo s kisikom in zato praktično ne spremenijo svojega sijaja v zraku.
Večina kovin pri segrevanju z žveplovim prahom tvori ustrezne sulfide:

Reakcije s kompleksnimi snovmi. Spojine vseh razredov reagirajo s kovinami - oksidi (vključno z vodo), kislinami, bazami in solmi.
Aktivne kovine burno reagirajo z vodo pri sobni temperaturi:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.

Površina kovin, kot sta magnezij in aluminij, je zaščitena z gostim filmom ustreznega oksida. To prepreči reakcijo z vodo. Če pa ta film odstranimo ali porušimo njegovo celovitost, potem tudi te kovine aktivno reagirajo. Na primer, magnezij v prahu reagira z vročo vodo:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

Pri povišanih temperaturah z vodo reagirajo tudi manj aktivne kovine: Zn, Fe, Mil itd. V tem primeru nastanejo ustrezni oksidi. Na primer, pri prehodu vodne pare preko vročih železnih opilkov pride do naslednje reakcije:

3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.

Kovine v nizu aktivnosti do vodika reagirajo s kislinami (razen HNO 3) in tvorijo soli in vodik. Aktivne kovine (K, Na, Ca, Mg) reagirajo s kislinskimi raztopinami zelo burno (z veliko hitrostjo):

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Nizko aktivne kovine so pogosto praktično netopne v kislinah. To je posledica tvorbe filma netopne soli na njihovi površini. Na primer, svinec, ki je v nizu aktivnosti pred vodikom, je praktično netopen v razredčeni žveplovi in klorovodikove kisline zaradi tvorbe filma netopnih soli (PbSO 4 in PbCl 2) na njegovi površini.

Restavrativne lastnosti- to so glavne kemijske lastnosti, značilne za vse kovine. Pojavijo se v interakciji z najrazličnejšimi oksidanti, vključno z oksidanti iz okolju. IN splošni pogled Interakcija kovine z oksidanti se lahko izrazi z naslednjim diagramom:

Jaz + oksidant" jaz(+X),

Kjer je (+X) pozitivno oksidacijsko stanje Me.

Primeri oksidacije kovin.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 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

Če v periodnem sistemu elementov D. I. Mendelejeva narišemo diagonalo od berilija do astatina, bodo spodaj levo vzdolž diagonale kovinski elementi (vključujejo tudi elemente stranske podskupine, poudarjeno z modro), in zgoraj desno - nekovinski elementi (poudarjeni rumena). Elementi, ki se nahajajo blizu diagonale - semimetali ali metaloidi (B, Si, Ge, Sb itd.) Imajo dvojni značaj (označeni z rožnato).

Kot je razvidno iz slike, je velika večina elementov kovin.

Na svoj način kemična narava kovine so kemični elementi, katerih atomi oddajo elektrone z zunanjih ali predzunanjih energijskih ravni in tvorijo pozitivno nabite ione.

Skoraj vse kovine imajo razmeroma velike radije in majhno število elektronov (od 1 do 3) na zunanji raven energije. Za kovine so značilne nizke vrednosti elektronegativnosti in redukcijske lastnosti.

Najbolj tipične kovine se nahajajo na začetku obdobij (začenši od drugega), nato od leve proti desni kovinske lastnosti oslabijo. V skupini od zgoraj navzdol se kovinske lastnosti povečajo, ko se poveča polmer atomov (zaradi povečanja števila energijskih ravni). To vodi do zmanjšanja elektronegativnosti (sposobnosti privabljanja elektronov) elementov in povečanja redukcijskih lastnosti (sposobnosti oddajanja elektronov drugim atomom v kemijskih reakcijah).

Tipično kovine so s-elementi (elementi skupine IA od Li do Fr. elementi skupine PA od Mg do Ra). Splošno elektronska formula njihovi atomi so ns 1-2. Za njih sta značilni oksidacijski stopnji + I oziroma + II.

Majhno število elektronov (1-2) na zunanji energijski ravni atomov tipične kovine kaže na rahlo izgubo teh elektronov in pojav močnih redukcijskih lastnosti, kar se odraža v nizkih vrednostih elektronegativnosti. To pomeni omejene kemijske lastnosti in metode pridobivanja tipičnih kovin.

Značilna lastnost tipičnih kovin je težnja njihovih atomov, da tvorijo katione in ionske kemične vezi z atomi nekovin. Spojine značilnih kovin z nekovinami so ionski kristali "metalaniona nekovine", na primer K + Br -, Ca 2+ O 2-. Kationi tipičnih kovin so vključeni tudi v spojine s kompleksnimi anioni - hidroksidi in soli, na primer Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

Kovine skupine A, ki tvorijo amfoterno diagonalo v periodnem sistemu Be-Al-Ge-Sb-Po, kot tudi kovine, ki mejijo nanje (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi), nimajo tipičnih kovinskih lastnosti. Splošna elektronska formula njihovih atomov ns 2 n.p. 0-4 pomeni večjo raznolikost oksidacijskih stanj, večjo sposobnost zadrževanja lastnih elektronov, postopno zmanjšanje njihove redukcijske moči in pojav oksidacijske sposobnosti, zlasti v visokih oksidacijskih stanjih ( tipični primeri- spojine Tl III, Pb IV, Bi v). Podobno kemijsko obnašanje je značilno za večino (d-elementov, tj. elementov B-skupin Periodni sistem (tipični primeri- amfoterna elementa Cr in Zn).

Ta manifestacija dvojnosti (amfoteričnih) lastnosti, tako kovinskih (bazičnih) kot nekovinskih, je posledica narave kemična vez. V trdnem stanju vsebujejo spojine atipičnih kovin z nekovinami pretežno kovalentne vezi(vendar manj močna kot vezi med nekovinami). V raztopini se te vezi zlahka zlomijo in spojine disociirajo na ione (v celoti ali delno). Na primer, kovinski galij je sestavljen iz molekul Ga 2 v trdnem stanju, kloridi aluminija in živega srebra (II) AlCl 3 in HgCl 2 vsebujejo močno kovalentne vezi, vendar v raztopini AlCl 3 skoraj popolnoma disociira in HgCl 2 - na v zelo majhni meri (in nato v ione HgCl + in Cl -).

Splošne fizikalne lastnosti kovin

Zaradi prisotnosti prostih elektronov ("elektronski plin") v kristalni mreži imajo vse kovine naslednje značilne splošne lastnosti:

1) Plastika- možnost enostavnega spreminjanja oblike, raztegovanja v žico in zvijanja v tanke plošče.

2) Kovinski sijaj in motnost. To je posledica interakcije prostih elektronov s svetlobo, ki vpada na kovino.

3) Električna prevodnost. Razlaga se z usmerjenim gibanjem prostih elektronov od negativnega pola do pozitivnega pod vplivom majhne potencialne razlike. Pri segrevanju se električna prevodnost zmanjša, ker z naraščajočo temperaturo se povečajo vibracije atomov in ionov v vozliščih kristalna mreža, kar otežuje usmerjeno gibanje "elektronskega plina".

4) Toplotna prevodnost. Nastane zaradi velike mobilnosti prostih elektronov, zaradi česar se temperatura hitro izenači po masi kovine. Največjo toplotno prevodnost imata bizmut in živo srebro.

5) Trdota. Najtrši je krom (reže steklo); najmehkejše alkalijske kovine - kalij, natrij, rubidij in cezij - režemo z nožem.

6) Gostota. Manjša kot je, manjša je atomska masa kovina in večji atomski radij. Najlažji je litij (ρ=0,53 g/cm3); najtežji je osmij (ρ=22,6 g/cm3). Kovine z gostoto manjšo od 5 g/cm3 se štejejo za "lahke kovine".

7) Tališča in vrelišča. Najbolj talilna kovina je živo srebro (tt = -39 °C), najbolj ognjevarna kovina je volfram (tt = 3390 °C). Kovine s temperaturo taljenja nad 1000 ° C se štejejo za ognjevzdržne, pod nizkim tališčem.

Splošne kemijske lastnosti kovin

Močni reducenti: Me 0 – nē → Me n +

Številne napetosti označujejo primerjalno aktivnost kovin v redoks reakcijah v vodnih raztopinah.

I. Reakcije kovin z nekovinami

1) S kisikom:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Z žveplom:
Hg + S → HgS

3) S halogeni:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Z dušikom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) S fosforjem:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Z vodikom (reagirajo samo alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reakcije kovin s kislinami

1) Kovine v nizu elektrokemične napetosti do H reducirajo neoksidirajoče kisline v vodik:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Z oksidirajočimi kislinami:

Pri interakciji dušikove kisline katere koli koncentracije in koncentrirane žveplove kisline s kovinami Vodik se nikoli ne sprošča!

Zn + 2H 2 SO 4(K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (k) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Interakcija kovin z vodo

1) Aktivna (alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine) oblika topna baza(alkalije) in vodik:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Kovine srednje aktivnosti oksidirajo z vodo, ko se segrejejo do oksida:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktiven (Au, Ag, Pt) - ne reagirajo.

IV. Izpodrivanje manj aktivnih kovin z bolj aktivnimi kovinami iz raztopin njihovih soli:

Cu + HgCl 2 → Hg+ CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

V industriji pogosto uporabljajo ne čiste kovine, temveč njihove mešanice - zlitine, pri katerem se koristne lastnosti ene kovine dopolnjujejo s koristnimi lastnostmi druge. Tako ima baker nizko trdoto in je neprimeren za izdelavo strojnih delov, zlitine bakra in cinka ( medenina) so že precej trdi in se pogosto uporabljajo v strojništvu. Aluminij ima visoko duktilnost in zadostno lahkotnost (nizka gostota), vendar je premehak. Na njegovi osnovi je pripravljena zlitina z magnezijem, bakrom in manganom - duraluminij (duraluminij), ki brez izgube uporabne lastnosti aluminij, pridobi visoko trdoto in postane primeren za izdelavo letal. Zlitine železa z ogljikom (in dodatki drugih kovin) so splošno znane lito železo in jeklo.

Proste kovine so restavratorji. Vendar imajo nekatere kovine nizko reaktivnost zaradi dejstva, da so prevlečene površinski oksidni film, v različni meri odporen na kemične reagente, kot so voda, raztopine kislin in alkalij.

Na primer, svinec je vedno prekrit z oksidnim filmom; njegov prehod v raztopino ne zahteva samo izpostavljenosti reagentu (na primer razredčeni dušikovi kislini), ampak tudi segrevanju. Oksidni film na aluminiju preprečuje njegovo reakcijo z vodo, vendar ga kisline in alkalije uničijo. Ohlapen oksidni film (rja), ki nastane na površini železa v vlažnem zraku, ne ovira nadaljnje oksidacije železa.

Pod vplivom koncentrirano na kovinah nastajajo kisline trajnostno oksidni film. Ta pojav se imenuje pasivizacija. Torej, v koncentriranem žveplova kislina kovine, kot so Be, Bi, Co, Fe, Mg in Nb, so pasivirane (in potem ne reagirajo s kislino), v koncentrirani dušikovi kislini pa - kovine A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th in U.

Pri interakciji z oksidanti v kislih raztopinah se večina kovin pretvori v katione, katerih naboj je določen s stabilnim oksidacijskim stanjem danega elementa v spojinah (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ in Fe 3 +)

Redukcijska aktivnost kovin v kisli raztopini se prenaša z nizom napetosti. Večina kovin preide v raztopino s klorovodikovo in razredčeno žveplovo kislino, Cu, Ag in Hg pa le z žveplovo (koncentrirano) in dušikove kisline, ter Pt in Au - "kraljevska vodka".

Korozija kovin

Nezaželena kemična lastnost kovin je njihovo aktivno uničenje (oksidacija) ob stiku z vodo in pod vplivom v njej raztopljenega kisika. (kisikova korozija). Na primer, korozija je splošno znana izdelki iz železa v vodi, zaradi česar nastane rja in izdelki se zdrobijo v prah.

Do korozije kovin pride tudi v vodi zaradi prisotnosti raztopljenih plinov CO 2 in SO 2; je ustvarjen kislo okolje, kationi H + pa so nadomeščeni z aktivnimi kovinami v obliki vodika H 2 ( vodikova korozija).

Območje stika med dvema različnima kovinama je lahko še posebej jedko ( kontaktna korozija). Galvanski par nastane med eno kovino, na primer Fe, in drugo kovino, na primer Sn ali Cu, postavljeno v vodo. Tok elektronov poteka od bolj aktivne kovine, ki je levo v napetostnem nizu (Re), do manj aktivne kovine (Sn, Cu), bolj aktivna kovina pa se uniči (korodira).

Zaradi tega kositrana površina pločevink (železo, prevlečeno s kositrom) ob skladiščenju v vlažnem okolju in neprevidnem ravnanju rjavi (železo se hitro sesede že po majhni praski in tako pride v stik z vlago). Nasprotno, pocinkana površina železnega vedra dolgo ne rjavi, saj tudi če so praske, ne korodira železo, temveč cink (bolj aktivna kovina kot železo).

Odpornost proti koroziji za določeno kovino se poveča, če je prevlečena z bolj aktivno kovino ali ko sta taljeni; Tako prevleka železa s kromom ali izdelava zlitine železa in kroma odpravi korozijo železa. Kromirano železo in jeklo, ki vsebuje krom ( nerjavno jeklo), imajo visoko odpornost proti koroziji.

elektrometalurgija, tj. pridobivanje kovin z elektrolizo talin (za najbolj aktivne kovine) ali raztopin soli;

pirometalurgija, tj. pridobivanje kovin iz rud pri visokih temperaturah (na primer pridobivanje železa v proces domene);

hidrometalurgija, t.j. ločevanje kovin iz raztopin njihovih soli z bolj aktivnimi kovinami (na primer proizvodnja bakra iz raztopine CuSO 4 z delovanjem cinka, železa ali aluminija).

Samorodne kovine včasih najdemo v naravi (tipični primeri so Ag, Au, Pt, Hg), pogosteje pa jih najdemo v obliki spojin ( kovinske rude). Po razširjenosti v zemeljska skorja kovine so različne: od najpogostejših - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) do najredkejših - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Reakcijske enačbe razmerja kovin:

• a) na preproste snovi: kisik, vodik, halogeni, žveplo, dušik, ogljik;
• b) do kompleksne snovi: voda, kisline, alkalije, soli.

1. Kovine vključujejo s-elemente skupin I in II, vse s-elemente, p-elemente Skupina III(razen bora), pa tudi kositra in svinca (skupina IV), bizmuta (skupina V) in polonija (skupina VI). Večina kovin ima 1-3 elektrone na svoji zunanji energijski ravni. Za atome d-elementov so znotraj periode d-podnivoji predzunanje plasti zapolnjeni od leve proti desni.
2. Kemijske lastnosti kovine so zaradi značilne strukture njihove zunanje elektronske lupine.

V obdobju, ko se jedrski naboj poveča, se polmeri atomov z enakim številom elektronskih lupin zmanjšajo. Atomi imajo največje radije alkalijske kovine. Manjši kot je polmer atoma, večja je ionizacijska energija, večji kot je polmer atoma, manjša je ionizacijska energija. Ker imajo kovinski atomi največje atomske radije, so zanje značilne predvsem nizke vrednosti ionizacijske energije in afinitete do elektronov. Proste kovine imajo izključno redukcijske lastnosti.

3) Kovine tvorijo okside, na primer:

Samo alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine reagirajo z vodikom in tvorijo hidride:

Kovine reagirajo s halogeni, tvorijo halogenide, z žveplom - sulfide, z dušikom - nitride, z ogljikom - karbide.

S povečanjem algebraične vrednosti standardnega elektrodnega potenciala kovine E 0 v napetostnem nizu se sposobnost kovine, da reagira z vodo, zmanjša.

Tako železo reagira z vodo le pri zelo visokih temperaturah:

Kovine s pozitivnim standardnim elektrodnim potencialom, torej tiste, ki stojijo za vodikom v napetostnem nizu, ne reagirajo z vodo.

Značilne so reakcije kovin s kislinami. Kovine z negativno vrednostjo E0 izpodrivajo vodik iz raztopin HCl, H2S04, H3P04 itd. Kovina z nižjo vrednostjo E 0 izpodriva kovino z velika vrednost

E 0 iz raztopin soli: Pomembne povezave

kalcij, pridobljen v industriji, njihove kemijske lastnosti in metode pridobivanja.

Kalcijev oksid CaO se imenuje živo apno. Pridobiva se z žganjem apnenca CaC0 3 --> CaO + CO, pri temperaturi 2000° C. Kalcijev oksid ima lastnosti bazičnega oksida: a) reagira z vodo, da se sprosti velika količina

toplota:

CaO + H 2 0 = Ca (OH) 2 (gašeno apno).

b) reagira s kislinami in tvori sol in vodo:

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

CaO + 2H + = Ca 2+ + H 2 O c) reagira z kislinski oksidi

s tvorbo soli:

CaO + C0 2 = CaC0 3

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 uporabljamo v obliki gašenega apna, apnenega mleka in apnene vode.

Apneno mleko je gošča, ki nastane z mešanjem odvečnega gašenega apna z vodo.

Apnena voda je bistra raztopina, ki jo dobimo s filtriranjem apnenega mleka. Uporablja se v laboratoriju za odkrivanje ogljikovega (IV) monoksida.

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O Pri daljšem prehodu ogljikovega monoksida (IV) postane raztopina prozorna, npr kisla sol

, topen v vodi:

CaC0 3 + C0 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2

Če nastalo prozorno raztopino kalcijevega bikarbonata segrejemo, pride ponovno do motnosti, saj se izloči oborina CaC0 3 . Kovine zasedajo periodni sistem

spodnji levi kot. Kovine spadajo v družine s-elementov, d-elementov, f-elementov in delno p-elementov.

Najbolj značilna lastnost kovin je njihova sposobnost, da oddajo elektrone in postanejo pozitivno nabiti ioni. Poleg tega lahko kovine kažejo samo pozitivno oksidacijsko stanje.

Jaz - ne = Jaz n +

1. Interakcija kovin z nekovinami. A

) Interakcija kovin z vodikom.

Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine reagirajo neposredno z vodikom in tvorijo hidride.:

Na primer

Nastanejo nestehiometrične spojine z ionsko kristalno strukturo.

b) Medsebojno delovanje kovin s kisikom.

Vse kovine razen Au, Ag, Pt oksidirajo s kisikom v atmosferi.

primer:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroksid)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

c) Interakcija kovin s halogeni.

Vse kovine reagirajo s halogeni in tvorijo halogenide.

primer:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

To so predvsem ionske spojine: MeHal n

d) Medsebojno delovanje kovin z dušikom.

Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine medsebojno delujejo z dušikom.

Primer:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitrid.

e) Interakcija kovin z ogljikom.

Spojine kovin in ogljika - karbidi. Nastanejo pri interakciji talin z ogljikom. Aktivne kovine tvorijo stehiometrične spojine z ogljikom:

4Al + 3C = Al 4 C 3

Kovine - d-elementi tvorijo spojine nestehiometrične sestave, kot so trdne raztopine: WC, ZnC, TiC - se uporabljajo za proizvodnjo supertrdnih jekel.

2. Interakcija kovin z vodo.

Kovine, ki imajo večji negativni potencial od redoks potenciala vode, reagirajo z vodo.

Aktivne kovine bolj aktivno reagirajo z vodo, razgrajujejo vodo in sproščajo vodik.

Na + 2H2O = H2 + 2NaOH

Manj aktivne kovine počasi razgrajujejo vodo, proces pa je upočasnjen zaradi nastajanja netopnih snovi.

3. Interakcija kovin z raztopinami soli.

Takšna reakcija je možna, če je kovina, ki reagira, bolj aktivna kot tista v soli:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V., = + 0,34 V.

Kovina z bolj negativnim ali manj pozitivnim standardnim elektrodnim potencialom izpodriva drugo kovino iz raztopine njene soli.

4. Interakcija kovin z raztopinami alkalij.

Kovine, ki proizvajajo amfoterne hidrokside ali imajo visoke stopnje oksidacija v prisotnosti močnih oksidantov. Ko kovine medsebojno delujejo z raztopinami alkalij, je oksidant voda.

Primer:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oksidacija

Zn 0 - reducent

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - redukcija

H 2 O - oksidant

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2

Kovine z visoko stopnjo oksidacije lahko med fuzijo medsebojno delujejo z alkalijami:

4Nb +5O 2 +12KOH = 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Medsebojno delovanje kovin s kislinami.

To so kompleksne reakcije, produkti reakcije so odvisni od aktivnosti kovine, vrste in koncentracije kisline ter temperature.

Glede na aktivnost kovine konvencionalno delimo na aktivne, srednje aktivne in nizko aktivne.

Kisline so običajno razdeljene v 2 skupini:

Skupina I - kisline z nizko oksidacijsko sposobnostjo: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (razredčena), H 3 PO 4, H 2 S, oksidant tukaj je H +. Pri interakciji s kovinami se sprosti kisik (H 2 ). Kovine z negativnim potencialom elektrode reagirajo s kislinami prve skupine.

Skupina II - kisline z visoko oksidacijsko sposobnostjo: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (razredčena), HNO 3 (konc.). V teh kislinah so oksidanti kislinski anioni: . Produkti anionske redukcije so lahko zelo raznoliki in odvisni od aktivnosti kovine.

H 2 S - z aktivnimi kovinami

H 2 SO 4 +6е S 0 ↓ - s kovinami srednje aktivnosti

SO 2 - z nizko aktivnimi kovinami

NH 3 (NH 4 NO 3) - z aktivnimi kovinami

HNO 3 +4,5e N 2 O, N 2 - s srednje aktivnimi kovinami

NE - z nizko aktivnimi kovinami

HNO 3 (konc.) - NO 2 - s kovinami katere koli aktivnosti.

Če imajo kovine spremenljiva valenca, potem s kislinami I. skupine dobijo kovine nižje pozitivno oksidacijsko stanje: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Pri interakciji s kislinami skupine II je oksidacijsko stanje +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+ in vodik se nikoli ne sprosti.

Nekatere kovine (Fe, Cr, Al, Ti, Ni itd.) v raztopinah močne kisline Pri oksidaciji se prekrijejo z gostim oksidnim filmom, ki ščiti kovino pred nadaljnjim raztapljanjem (pasivacijo), pri segrevanju pa se oksidni film raztopi in pride do reakcije.

Rahlo topne kovine s pozitivnim elektrodnim potencialom se lahko raztopijo v kislinah I. skupine v prisotnosti močnih oksidantov.