Interakcija kovin različnih aktivnosti z vodo. Interakcija kovin z nekovinami

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

Najbolj aktivne kovine se nahajajo na začetku te vrstice (levo), najbolj neaktivne kovine 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, ko vodna para prehaja čez vroče železne opilke, 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 klorovodikova kislina ah zaradi tvorbe filma netopnih soli (PbSO 4 in PbCl 2) na njegovi površini.

Če v periodni sistem elementov D.I. Mendelejeva, narišite diagonalo od berilija do astatina, nato pa 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 IA skupine od Li do Fr. elementi PA skupine 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 vključuje 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 (amfoternih) 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 vodne raztopine.

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 (samo alkalno in zemeljsko alkalijske kovine):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reakcije kovin s kislinami

1) Kovine v nizu elektrokemičnih 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 dušikova kislina poljubna koncentracija in koncentrirano žveplo 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 koristne 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 se prenese v raztopino s klorovodikovo in razredčeno žveplovo kislino, vendar Cu, Ag in Hg - samo z žveplovo (koncentrirano) in dušikovo kislino ter Pt in Au - z "regia vodko".

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).

Mesto, kjer prideta v stik dve različni kovini, 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 stoji levo v nizu napetosti (Re), do manj aktivne kovine (Sn, Cu) in več aktivna kovina sesede (razjeda).

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 dano 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 visoka temperatura(na primer vnos železa 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.

Kemijske lastnosti kovin: interakcija s kisikom, halogeni, žveplom in odnos do vode, kislin, soli.

Kemične lastnosti kovin so določene s sposobnostjo njihovih atomov, da zlahka oddajo elektrone z zunanje energetske ravni in se spremenijo v pozitivno nabite ione. Tako se pri kemijskih reakcijah kovine izkažejo kot energijski reducenti. To je njihova glavna skupna kemična lastnost.

Sposobnost oddajanja elektronov se razlikuje med atomi posameznih kovinskih elementov. Lažje ko kovina odda svoje elektrone, bolj je aktivna in močneje reagira z drugimi snovmi. Na podlagi raziskav so bile vse kovine razvrščene po padajoči aktivnosti. To serijo je prvi predlagal izjemen znanstvenik N. N. Beketov. Ta vrsta aktivnosti kovin se imenuje tudi serija odmikov kovin ali elektrokemična serija kovinskih napetosti. Videti je takole:

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

S to serijo lahko ugotovite, katera kovina je aktivna v drugi. Ta serija vsebuje vodik, ki ni kovina. Njegove vidne lastnosti so vzete za primerjavo kot nekakšna ničla.

Kovine imajo lastnosti reducentov, reagirajo z različnimi oksidanti, predvsem z nekovinami. Kovine reagirajo s kisikom, ko normalne razmere ali pri segrevanju, da nastanejo oksidi, na primer:

2Mg0 + O02 = 2Mg+2O-2

Pri tej reakciji se atomi magnezija oksidirajo, atomi kisika pa reducirajo. Plemenite kovine na koncu niza reagirajo s kisikom. Aktivno se pojavljajo reakcije s halogeni, na primer zgorevanje bakra v kloru:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reakcije z žveplom se najpogosteje pojavijo pri segrevanju, na primer:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Aktivne kovine v nizu aktivnosti kovin v Mg reagirajo z vodo in tvorijo alkalije in vodik:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Srednje aktivne kovine od Al do H2 reagirajo z vodo pod težjimi pogoji in tvorijo okside in vodik:

Pb0 + H+2O Kemijske lastnosti kovin: interakcija s kisikom Pb+2O + H02.

Sposobnost kovine, da reagira s kislinami in solmi v raztopini, je odvisna tudi od njenega položaja v vrsti izpodrivnih kovin. Kovine v izpodrivajoči vrsti kovin levo od vodika običajno izpodrivajo (reducirajo) vodik iz razredčenih kislin, medtem ko ga kovine, ki se nahajajo desno od vodika, ne izpodrivajo. Tako cink in magnezij reagirata s kislinskimi raztopinami, pri čemer se sproščata vodik in tvorita soli, baker pa ne reagira.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Kovinski atomi v teh reakcijah so redukcijska sredstva, vodikovi ioni pa oksidanti.

Kovine reagirajo s solmi v vodnih raztopinah. Aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne kovine iz sestave soli. To je mogoče določiti s serijo aktivnosti kovin. Produkta reakcije sta nova sol in nova kovina. Torej, če železno ploščo potopimo v raztopino bakrovega (II) sulfata, se čez nekaj časa na njej sprosti baker v obliki rdečega premaza:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0.

Če pa srebrno ploščo potopimo v raztopino bakrovega (II) sulfata, potem ne bo prišlo do reakcije:

Ag + CuSO4 ≠ .

Za izvedbo takšnih reakcij ne morete uporabiti preveč aktivnih kovin (od litija do natrija), ki lahko reagirajo z vodo.

Zato so kovine sposobne reagirati z nekovinami, vodo, kislinami in solmi. V vseh teh primerih so kovine oksidirane in redukcijske snovi. Za predvidevanje toka kemične reakcije z udeležbo kovin je treba uporabiti serijo premikov kovin.

Moskovska državna industrijska univerza

Fakulteta za uporabno matematiko in tehnično fiziko

Oddelek za kemijo

Laboratorijsko delo

Kemijske lastnosti kovin

Moskva 2012

Namen dela. Preučevanje lastnosti s-, str-, d- kovinski elementi (Mg, Al, Fe, Zn) in njihove spojine.

1. Teoretični del

Vse kovine so po svojih kemijskih lastnostih reducenti, tj. med kemijsko reakcijo oddajajo elektrone. Kovinski atomi razmeroma zlahka odpustijo valenčne elektrone in postanejo pozitivno nabiti ioni.

1.1. Interakcija kovin s preprostimi snovmi

Ko kovine medsebojno delujejo s preprostimi snovmi, nekovine običajno delujejo kot oksidanti. Kovine reagirajo z nekovinami in tvorijo binarne spojine.

1. Pri interakciji z kisik kovine tvorijo okside:

2Mg + O 2 2MgO,

2Cu + O2 2CuO.

2. Kovine reagirajo z halogeni(F 2, Cl 2, Br 2, I 2) s tvorbo soli halogenovodikovih kislin:

2Na + Br 2 = 2NaBr,

Ba + Cl 2 = BaCl 2,

2Fe + 3Cl2 2FeCl3.

3. Ko kovine medsebojno delujejo z siva nastanejo sulfidi (soli hidrosulfidne kisline H 2 S):

4. C vodik Aktivne kovine reagirajo in tvorijo kovinske hidride, ki so soli podobne snovi:

2Na + H2 2NaH,

Ca+H2 CaH2.

V kovinskih hidridih ima vodik oksidacijsko stopnjo (-1).

Kovine lahko medsebojno delujejo tudi z drugimi nekovinami: dušikom, fosforjem, silicijem, ogljikom, da tvorijo nitride, fosfide, silicide in karbide. Na primer:

3Mg + N 2 Mg 3 N 2,

3Ca+2P Ca 3 P 2 ,

2Mg+Si Mg2Si,

4Al + 3C Al 4 C 3 .

5. Kovine lahko med seboj nastanejo tudi med seboj intermetalne spojine:

2Mg + Cu = Mg 2 Cu,

2Na + Sb = Na 2 Sb.

Intermetalne spojine(oz intermetalne spojine) so spojine, ki jih med seboj tvorijo elementi, ki običajno pripadajo kovinam.

1.2. Interakcija kovin z vodo

Interakcija kovin z vodo je oksidacijsko-redukcijski proces, pri katerem je kovina redukcijsko sredstvo, voda pa oksidacijsko sredstvo. Reakcija poteka po shemi:

Jaz + n H2O = Me(OH) n + n/2 H 2 .

V normalnih pogojih alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine reagirajo z vodo in tvorijo topne baze in vodik:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2,

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2.

Magnezij pri segrevanju reagira z vodo:

Mg + 2H 2 O Mg(OH)2 + H2.

Železo in nekatere druge aktivne kovine reagirajo z vročo vodno paro:

3Fe + 4H 2 O Fe3O4 + 4H2.

Kovine s pozitivnim elektrodnim potencialom ne interagirajo z vodo.

Ne pride v stik z vodo 4 d-elementi (razen Cd), 5 d-elementi in Cu (3 d-element).

1.3. Interakcija kovin s kislinami

Glede na naravo njihovega delovanja na kovine lahko najpogostejše kisline razdelimo v dve skupini.

1. Neoksidirajoče kisline: klorovodikova (klorovodikova, HCl), bromovodikova (HBr), jodovodikova (HI), fluorovodikova (HF), ocetna (CH 3 COOH), razredčena žveplova (H 2 SO 4 (razb.)), razredčena ortofosforna (H 3 PO 4 (razt.)).

2. Oksidativne kisline: dušikova (HNO 3) v kateri koli koncentraciji, koncentrirana žveplova (H 2 SO 4 (konc.)), koncentrirana selenska (H 2 SeO 4 (konc.)).

Interakcija kovin z neoksidirajočimi kislinami. Oksidacija kovin z vodikovimi ioni H + v raztopinah neoksidirajočih kislin poteka močneje kot v vodi.

Vse kovine, ki imajo negativen standardni elektrodni potencial, tj. tiste v nizu elektrokemične napetosti do vodika izpodrivajo vodik iz neoksidirajočih kislin. Reakcija poteka po shemi:

Jaz + n H+=jaz n + + n/2 H 2 .

Na primer:

2Al +6HCl = 2AlCl3 + 3H2,

Mg + 2CH 3 COOH = Mg(CH 3 COO) 2 + H 2,

2Ti + 6HCl = 2TiCl 3 + 3H 2.

Kovine s spremenljivimi oksidacijskimi stopnjami (Fe, Co, Ni itd.) tvorijo ione v najnižji oksidacijski stopnji (Fe 2+, Co 2+, Ni 2+ in drugi):

Fe + H 2 SO 4 (razredčeno) = FeSO 4 + H 2.

Ko nekatere kovine medsebojno delujejo z neoksidirajočimi kislinami: HCl, HF, H 2 SO 4 (razredčena), HCN, nastanejo netopni produkti, ki ščitijo kovino pred nadaljnjo oksidacijo. Tako je površina svinca v HCl (dil) in H 2 SO 4 (dil) pasivirana s slabo topnimi solmi PbCl 2 oziroma PbSO 4.

Interakcija kovin z oksidacijskimi kislinami. Žveplova kislina v razredčeni raztopini - šibko oksidacijsko sredstvo, v koncentrirani obliki pa je zelo močan. Oksidacijsko sposobnost koncentrirane žveplove kisline H 2 SO 4 (konc.) določa anion SO 4 2 -, katerega oksidacijski potencial je veliko višji od potenciala iona H +. Koncentrirana žveplova kislina je močan oksidant zaradi žveplovih atomov v oksidacijskem stanju (+6). Poleg tega koncentrirana raztopina H 2 SO 4 vsebuje malo H + ionov, saj je v koncentrirani raztopini šibko ioniziran. Zato se pri interakciji kovin s H 2 SO 4 (konc.) vodik ne sprosti.

Pri reakciji s kovinami kot oksidantom se H 2 SO 4 (konc.) najpogosteje pretvori v žveplov (IV) oksid (SO 2), pri interakciji z močnimi redukcijskimi sredstvi pa v S ali H 2 S:

Me + H 2 SO 4 (konc)  Me 2 (SO 4) n + H 2 O + SO 2 (S, H 2 S).

Za lažjo zapomnitev razmislite o elektrokemijskem nizu napetosti, ki je videti takole:

Li, Rb, K, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

V tabeli 1. Predstavljeni so produkti redukcije koncentrirane žveplove kisline pri interakciji s kovinami različnih aktivnosti.

Tabela 1.

Produkti interakcije kovin s koncentriranimi

žveplova kislina

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

4Mg + 5H 2 SO 4 (konc.) = 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Pri kovinah vmesne aktivnosti (Mn, Cr, Zn, Fe) je razmerje redukcijskih produktov odvisno od koncentracije kisline.

Splošni trend je: večja je koncentracija H2SO4, globlje poteka okrevanje.

To pomeni, da formalno vsak atom žvepla iz molekule H 2 SO 4 lahko vzamejo ne le dva elektrona iz kovine (in gredo v ), ampak tudi šest elektronov (in pojdi na) in celo osem (in pojdi na ):

Zn + 2H 2 SO 4 (konc) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 (konc.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 (konc.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Svinec reagira s koncentrirano žveplovo kislino in tvori topni svinčev (II) vodikov sulfat, žveplov oksid (IV) in vodo:

Pb + 3H 2 SO 4 = Pb(HSO 4) 2 + SO 2 + 2H 2 O.

Hladen H 2 SO 4 (konc) pasivizira nekatere kovine (npr. železo, krom, aluminij), kar omogoča transport kisline v jeklenih posodah. Pri močnem segrevanju koncentrirana žveplova kislina reagira s temi kovinami:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Interakcija kovin z dušikovo kislino. Oksidacijsko sposobnost dušikove kisline določa anion NO 3 -, katerega oksidacijski potencial je veliko višji od ionov H +. Zato se pri interakciji kovin s HNO 3 vodik ne sprosti. Nitratni ion NO 3 - ki vsebuje dušik v oksidacijskem stanju (+ 5), lahko glede na pogoje (koncentracija kisline, narava reducenta, temperatura) sprejme od enega do osem elektronov. Redukcija aniona NO 3 se lahko pojavi s tvorbo različnih snovi po naslednjih shemah:

NO 3  + 2H + + e = NO 2 + H 2 O,

NO 3  + 4H + + 3e = NO + 2H 2 O,

2NO 3  + 10H + + 8e = N 2 O + 5H 2 O,

2NO 3  + 12H + + 10e = N 2 + 6H 2 O,

NO 3  + 10H + + 8e = NH 4 + + 3H 2 O.

Dušikova kislina ima oksidacijsko moč pri kateri koli koncentraciji. Ob drugih enakih pogojih se pojavljajo naslednji trendi: bolj aktivno kovina reagira s kislino in manjša je koncentracija raztopine dušikove kisline,globlje se obnavlja.

To je mogoče ponazoriti z naslednjim diagramom:

, ,
,
,

Koncentracija kisline

Kovinska dejavnost

Oksidacijo snovi z dušikovo kislino spremlja tvorba mešanice produktov njene redukcije (NO 2, NO, N 2 O, N 2, NH 4 +), katerih sestava je določena z naravo redukcije. sredstvo, temperatura in koncentracija kisline. Med izdelki prevladujejo oksidi NO 2 in NO. Poleg tega se pri interakciji s koncentrirano raztopino HNO 3 pogosteje sprosti NO 2, z razredčeno raztopino pa se sprosti NO.

Enačbe redoks reakcij, ki vključujejo HNO 3, so sestavljene pogojno, z vključitvijo samo enega redukcijskega produkta, ki nastane v večjih količinah:

Me + HNO 3  Me (NO 3) n + H 2 O + NO 2 (NO, N 2 O, N 2, NH 4 +).

Na primer, v mešanici plinov, ki nastane z delovanjem dovolj aktivne kovine, cinka (
= - 0,76 B) koncentrirana (68 %) dušikova kislina, prevladuje NO 2, 40 % NO; 20 % – N 2 O; 6% - N 2. Zelo razredčena (0,5 %) dušikova kislina se reducira v amonijeve ione:

Zn + 4HNO 3 (konc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Zn + 8HNO 3 (40 %) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O,

4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Z nizko aktivnim kovinskim bakrom (
= + 0,34B) reakcije potekajo po naslednjih shemah:

Cu + 4HNO 3 (konc) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Cu + 8HNO 3 (dil) = 3 Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Skoraj vse kovine se raztopijo v koncentrirani HNO 3 razen Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. In kovine, kot so Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, kot tudi nerjavna jekla so pasivirane s kislino s tvorbo stabilnih oksidnih filmov, ki se tesno oprimejo površine. kovino in jo zaščitite pred nadaljnjo oksidacijo. Vendar se Al in Fe pri segrevanju začneta raztapljati, Cr pa je odporen proti celo vročemu HNO 3:

Fe + 6HNO3 Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Kovine, za katere je značilno visoke stopnje oksidacijo (+6, +7, +8), s koncentrirano dušikovo kislino tvorijo kisline, ki vsebujejo kisik. V tem primeru se HNO 3 reducira na NO, na primer:

3Re + 7HNO 3 (konc.) = 3HReO 4 + 7NO + 2H 2 O.

V zelo razredčeni HNO 3 ni več molekul HNO 3, obstajajo samo ioni H + in NO 3 . Zato zelo razredčena kislina (~ 3-5%) interagira z Al in ne prenaša Cu in drugih nizko aktivnih kovin v raztopino:

8Al + 30HNO 3 (zelo razredčeno) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O.

Mešanica koncentrirane dušikove in klorovodikove kisline (1:3) se imenuje aqua regia. Raztaplja Au in platinske kovine (Pd, Pt, Os, Ru). Na primer:

Au + HNO 3 (konc.) + 4HCl = H + NO + 2H 2 O.

Te kovine se raztopijo v HNO 3 in v prisotnosti drugih kompleksirnih sredstev, vendar proces poteka zelo počasi.

Reakcijske enačbe razmerja kovin:

• a) za 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. Kemične lastnosti kovin so določene z značilno zgradbo njihove zunanjosti 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 negativna vrednost

E 0 izpodriva vodik iz raztopin HCl, H 2 S0 4, H 3 P0 4 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