Уравнения на реакцията на металите:

а) до прости вещества: кислород, водород, халогени, сяра, азот, въглерод;
б) К. сложни вещества: вода, киселини, основи, соли.

Металите включват групи S-елементи I и II, всички S-елементи, P-елементи на групата III (с изключение на бор), както и калай и оловен (IV група), бисмут (V група) и полоний (VI Group) ). Металите в по-голямата си част са на външно енергийно ниво 1-3 електрони. При атомите на D-Elements вътре в периодите вляво вдясно, D-Supremes на антизоминния слой се пълнят.
Химичните свойства на металите се дължат на характерната структура на техните външни електронни черупки.

В рамките на периода с увеличаване на ядрото радиусите на атомите в същия брой електронни черупки намаляват. Алкалните метални атоми имат най-големите радиостанции. Колкото по-малък е радиусът на атома, толкова по-голяма е енергията на йонизацията и по-големия радиус на атома, толкова по-малко еонизационната енергия. Тъй като атомите на металите имат най-големите радиатори на атомите, те се характеризират предимно с ниски стойности на енергията на йонизацията и афинитета към електрона. Свободните метали показват изключително рехабилитационни свойства.

3) метали образуват оксиди, например:

С водород реагира само алкални и алкални земни метали, образуващи хидриди:

Металите реагират с халогени, образуващи халиди, със сиви сулфиди, с азот - нитриди, с въглерод - карбиди.

С увеличаване алгебрични значения Стандартен електрически потенциален метал е 0 в ред на напрежения, способността на метала да реагира с вода намалява. Така че, желязо реагира с вода само при много висока температура:

Металите с положителна стойност на стандартен електроден потенциал, който е, стоящ след водород в ред на напрежение, не реагират с вода.

Реакциите на металите с киселини са характерни. Металс S. отрицателен смисъл E 0 измества водород от HSL разтвори, Н2S0 4, H 3 P0 4 и др.

Метал с по-малка стойност E 0 измества метала с голяма стойност на E 0 от соли решения:

Съществени съединения Калций, получен в промишлеността, техните химични свойства и методи за получаване.

Сао калциев оксид се нарича Negaren Lime. Получава се чрез изпичане на варовик CAS0 3 -\u003e SAO + CO, при температура от 2000 ° С. Калциев оксид има свойствата на основния оксид:

а) реагира с вода с акцент голямо число Топло:

SAO + H 2 0 \u003d SA (OH) 2 (хареса вар).

b) Реагира с киселини, образуващи сол и вода:

Saa + 2nsl \u003d SASL 2 + N 2 O

Saa + 2n + \u003d SA 2+ + H 2O

в) реагира с киселинни оксиди за образуване на сол:

SAO + C0 2 \u003d CaC0 3

Калциев хидроксид (OH) 2 се използва под формата на хидравличен вар, лайм и липа вода.

Лимното мляко е суспензия, образувано чрез смесване на излишък от мразена вар с вода.

Варната вода е бистър разтвор, получен при филтриране на лайм. Използва се в лабораторията за откриване на въглероден оксид (IV).

SA (IT) 2 + CO 2 \u003d Sasi 3 + H 2 O

При продължително предаване на въглероден оксид (IV) става прозрачен, като киселинна сол се образува, разтворима във вода:

CaC0 3 + C0 2 + Н20 \u003d Са (NSO 3) 2

Ако полученият прозрачен разтвор на калциев бикарбонат се нагрява, тогава има насипен, като CaC03 утайка пада.

Металите заемат най-нисък долния ъгъл в периодичната таблица. Металите принадлежат на семейства на S-елементи, D-елементи, F-елементи и частично - P-Elements.

Най-типичните свойства на металите са способността им да дават електрони и да се преместят положително заредени йони. И металите могат да бъдат само положителна степен Окисление.

Me - ne \u003d me n +

1. Взаимодействието на металите с не метали.

но ) Взаимодействието на металите с водород.

При водород директно реагират на алкални и алкалоземни метали, образувайки хидриди.

например:

Ca + h 2 \u003d cah 2

Образуват се нестехиометрични съединения с йонна кристална структура.

б) взаимодействието на металите с кислород.

Всички метали, с изключение на AU, AG, PT, се окисляват от въздушния кислород.

Пример:

2NA + O 2 \u003d Na2O2 (пероксид)

4K + O 2 \u003d 2K 2 O

2 mg + 0 \u003d 2mgo

2cu + O 2 \u003d 2cuo

в) взаимодействието на металите с халогени.

Всички метали реагират с халогени с образуването на халиди.

Пример:

2AL + 3BR 2 \u003d 2ALBR 3

Това са предимно йонни връзки: mehal n

г) взаимодействието на метали с азот.

Алкални и алкални земни метали взаимодействат с азот.

Пример:

3CA + N2 \u003d CA3 N2

Mg + N2 \u003d mg 3 N2 - нитрид.

д) взаимодействието на металите с въглерод.

Съединения с метали и въглерод - карбиди. Те се формират, когато взаимодействието на топи с въглерод. Активни метали образуват стехиометрични съединения с въглерод:

4AL + 3C \u003d AL 4 C3

Метали - D-елементи образуват съединения с нестоциометричен състав от типа твърди разтвори: WC, ZNC, Tic - се използват за получаване на суперфанни стомани.

2. взаимодействието на металите с вода.

Металите реагират с вода с по-голям отрицателен потенциал от потенциала на редокс.

Активните метали са по-активно реагиращи с вода, разграждаща вода с водородното освобождаване.

Na + 2H2O \u003d H2 + 2NaOH

По-малко активни метали Бавно разлагате водата и процесът се спира поради образуването на неразтворими вещества.

3. Взаимодействието на металите с соли решения.

Такава реакция е възможна, ако реагиращият метал е по-активен, отколкото в солта:

ZN + CUSO 4 \u003d CU 0 ↓ + ZNSO 4

0.76 B., \u003d + 0.34 B.

Металът с по-отрицателен или по-малък стандартен стандартен потенциал на електрода измества друг метал от разтвора на нейната сол.

4. взаимодействието на метали с алкални разтвори.

С основите, металите могат да взаимодействат, дават амфотерни хидроксиди или с висока окислителна степен в присъствието на силни окислители. Когато взаимодействието на металите с алкални разтвори, окислителят е вода.

Пример:

ZN + 2NAOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

1 Zn 0 + 4OH - - 2E \u003d 2- окисление

Zn 0 - Възстановяване

1 2H2O + 2E \u003d H2 + 2OH - Възстановяване

H 2O - окислител

Zn + 4OH - + 2H2O \u003d 2- + 2OH - + H2

Металите с високи степени на окисление могат да взаимодействат с алкали, когато се свързват:

4NB + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NBO 4 + 6H2O

5. взаимодействието на металите с киселини.

Това са сложни реакции, продуктите на взаимодействието зависят от активността на метала, от вида и концентрацията на киселина и при температура.

Металната активност обикновено се разделя на активна, средна активност и ниска активност.

Киселите обикновено се разделят на 2 групи:

I Група - Киселини с нисък окислителен капацитет: НС1, HI, HBR, H2S04 (spz.), H3 PO4, H2S, окислител тук Н +. Когато взаимодействат с метали, кислородът се освобождава (H2). Киселите на първата група реагират метали с отрицателен потенциал на електрода.

II Група - киселини с висок окислителен капацитет: Н2S04 (конц.), HNO 3 (RSC), HNO 3 (конц.). При тези киселини окислителите са киселинни аниони :. Анионните продукти за възстановяване могат да бъдат най-разнообразни и зависят от активността на метала.

H2 S - с активни метали

H 2 SO 4 + 6E S 0 ↓ - с метали със средна активност

Така 2 - с ниски активни метали

NH3 (NH4NO 3) - C активни метали

HNO 3 + 4,5E N2O, N2 - с метали със средна активност

Не - с ниски активни метали

HNO 3 (конц.) - № 2 - с метали на всяка дейност.

Ако металите имат променлива валентност, след това с киселини I групи метали придобиват по-ниска положителна степен на окисление: Fe → Fe 2+, CR → CR2 +. Когато взаимодействат с киселините на група II - степента на окисление +3: Fe → Fe 3+, CR → CR3+ и водородът никога не се откроява.

Някои метали (Fe, CR, Al, Ti, Ni и т.н.) в разтвори на силни киселини, окисляващи се, са покрити с плътно оксидно филм, което предпазва метала от по-нататъшно разтваряне (пасивация), но когато се нагрява, оксидният филм Разтваря се и реакцията отива.

Нискоразтворимите метали с положителен електроден потенциал могат да бъдат разтворени в група I киселини, в присъствието на силни окислители.

Структурата на металните атома определя не само характерната физически свойства прости вещества - метали, но също така и често срещани химични свойства.

С голямо разнообразие, всички химични реакции на метали се отнасят до редокс и могат да бъдат само два вида: съединения и замествания. Металите са способни химична реакция Да се \u200b\u200bдават електрони, т.е. редуциращи агенти, да се покаже само положителна степен на окисление в получените съединения.

В общ Това може да бъде изразено от схемата:
Me 0 - ne → me + n,
където m - метал е просто вещество, а аз 0 + n - метал химичен елемент във връзка.

Металите са в състояние да дадат своите валентни електрони атоми на неметали, водородни йони, йони на други метали и следователно ще реагират с неметали - прости вещества, вода, киселини, соли. Въпреки това, възстановителният капацитет на металите е различен. Съставът на реакцията на метали с различни вещества зависи от окислителната способност на веществата и състоянията, при които реакцията протича.

При високи температури повечето метали изгарят в кислород:

2 mg + 0 \u003d 2mgo

Не се окисляват в тези условия само злато, сребро, платина и някои други метали.

С халогени много метали реагират без отопление. Например, алуминиев прах при смесване с бром светва:

2AL + 3BR 2 \u003d 2ALBR 3

В някои случаи в някои случаи се образуват хидроксиди. Много активни при нормални условия взаимодействат с водни алкални метали, както и калций, стронций, барий. Схемата на тази реакция като цяло изглежда така:

Me + hoh → me (oh) n + h 2

Други метали реагират с вода, когато се нагрява: магнезий, когато тя кипи, желязо във водни двойки по време на червено кипене. В тези случаи се получават метални оксиди.

Ако металът реагира с киселина, тогава тя е част от генерираната сол. Когато металът взаимодейства с киселинните разтвори, той може да окислява водородните йони, налични в този разтвор. Съкращеното йонно уравнение в общата форма може да бъде написано като:

Me + NH + → Me N + + H 2

Силни окислителни свойства от водородните йони имат аниони на такива кислородни киселини, като концентрирана сяра и азот. Следователно, тези метали взаимодействат с тези киселини, които не са способни да окисляват водородни йони, например, мед и сребро.

При взаимодействие между метали със соли, възниква заместваща реакция: електроните от заместващите атоми - по-активен метал отиват в йони на заместения - по-малко активен метал. Тази мрежа се среща метално заместване с метал в соли. Тези реакции не са обратими: ако металът и измества метала в соли, тогава металът ще не проявява метала и от солевите разтвор.

По реда на намаляване на химическата активност, проявена в реакциите за изместване на метали един от друг от водни разтвори на техните соли, металите са разположени в електрохимичен ред на напреженията (дейност) на металите:

Li → rb → k → ba → sr → ca → Na → mg → al → mn → zn → cr → → fe → zn → cr → → fe → cd → co → → fe → cd → co → ni → sn → pb → cu → sb → bi → cu → hg → ag → pd → pt → au

Металите, разположени в тази серия от ляво, са по-активни и способни да оставят следните метали от разтвори на соли.

Водородът е включен в електрохимичния ред на метални напрежения, като единственият неметал, разделящ се с метали, за образуване на положително заредени йони. Следователно водородът заменя някои метали в техните соли и сам по себе си могат да бъдат заменени с много метали в киселини, например:

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H2 + Q

Металите, изправени пред електрохимичен ред напрежения към водород, са изместени от разтвори на много киселини (сол, сяра и т.н.) и всички следващи, например мед, не се изместват.

сайтът, с пълно или частично копиране на позоваването на материала към оригиналния източник.

Цел на работа:практически се запознават с характерните химични свойства на металите на различна активност и техните съединения; Разгледайте характеристиките на металите с амфотерни свойства. Редокс реакции, за да изравнят метода на електронно-йонния баланс.

Теоретична част

Физични свойства на металите. Високите условия, всички метали, в допълнение към живака, са твърди вещества, които рязко са различни в степента на твърдост. Металите, като проводници от първия вид, имат висока електрическа проводимост и топлопроводимост. Тези свойства са свързани със структурата на кристална решетка, в възлите на които са метални йони, между които се движат свободните електрони. Прехвърлянето на електричество и топлина се дължи на движението на тези електрони.

Химични свойства на металите . Всички метали са редуциращи агенти, т.е. С химични реакции те губят електрони и се превръщат в положително заредени йони. В резултат на това повечето метали реагират с типични окислители, например кислород, образуващи оксиди, които в повечето случаи са покрити с плътна повърхност на металите.

MG ° + O 2 ° \u003d 2 mg. +2 О- 2

Mg-2 \u003d mg +2

ОТНОСНО 2 +4 \u003d 2o. -2

Редуциращата активност на металите в разтвори зависи от положението на метала в ред на напрежения или върху величината на потенциала на електрода на метала (таблица), толкова по-малък е степента на електрода, този метал има, толкова по-активен Намаляващ агент. Всички метали могат да бъдат разделени 3 групи :

Активни метали - от началото на поредица от напрежения (т.е. от li) до mg;

Метали със средна активност от mg до Н;

Неефективни метали - от h до края на поредица от напрежения (до AU).

Металите 1 на групата взаимодействат с вода (тук включва основно алкални и алкални земни метали); Реакционните продукти са хидроксиди на подходящи метали и водород, например:

2k ° + 2N 2 O \u003d 2kon + n 2 ОТНОСНО

Към ° -\u003d К. + | 2

2N. + +2 \u003d N. 2 0 | 1

Взаимодействие на метали с киселини

Всички киселини без осветление (солна НС1, бромид водород HBR и т.н.), както и някои кислородни киселини (разредена сярна киселина Н2СО 4, фосфорен Н3О 4, оцетен СН3 Кокси и т.н.) реагират с метали 1 и 2 групи, стоящи в ред напрежения към водород. В същото време се образува подходяща сол и се разграничава водородът:

ZN.+ Х. 2 ТАКА. 4 = Znso. 4 + Х. 2

ZN. 0 -2 = ZN. 2+ | 1

2N. + +2 \u003d N. 2 ° |. един

Концентрираната сярна киселина окислява метали 1, 2 и частично 3-те групи (до Ag включително) регенерират едновременно до така 2 - безцветен газ с спасена миризма, свободна сяра, попадаща под формата на бяла утайка или сероводород H2 S - газ с миризма на гнило яйца. Колкото по-активен е металът, толкова по-силен е сярата се възстановява, например:

| 1

| 8

Азотната киселина на всяка концентрация окислява почти всички метали, а нитрат на подходящия метал, вода и редукционен продукт N +5 (NO 2 - кафяв газ с остър мирис, не е безцветен газ с остър мирис, N 2 O - Газ с наркотична миризма, N 2-Ags без мирис, NH4NO3 е безцветно решение). Колкото по-активен е металът и по-разреден с киселина, толкова по-силен е азотът, възстановен в азотна киселина.

Ние взаимодействаме с алкали амфотеричен метали, принадлежащи главно до 2 групи (Zn, Be, Al, SN, PB и др.). Реакцията протича с алкални метали:

PB.+2 NaOH.= На. 2 PBO. 2 + N. 2

PB. 0 -2 = PB. 2+ | 1

2N. + +2 \u003d N. 2 ° |. един

или когато взаимодействат със силен алкален разтвор:

Бъдете + 2NAOH + 2H 2 ОТНОСНО = На. 2 + H. 2

° -2.Р +2 | 1

Амфотерни метали образуват амфотерни оксиди и съответно амфотерни хидроксиди (взаимодействие с киселини и алкали за образуване на сол и вода), например:

или в йонна форма:

Практическа част

Опит 1.Метално взаимодействие с вода .

Вземете малко парче алкален или алкалоземен метал (натрий, калий, литий, калций), който се съхранява в керосен буркан, изчерпва го с филтърна хартия, влез в порцеланова чаша, пълна с вода. В края на опита, добавете няколко капки фенолфталеин и определете средата на получения разтвор.

Когато магнезият взаимодейства с вода, реакционната тестова епруветка затопля известно време на алкохола.

Опит номер 2.Взаимодействие на метали с разредени киселини .

В три тръби се налива на 20 - 25 капки 2N разтвори на солна, сяра и азотна киселини. По-ниски метали под формата на проводници, парчета или чипове във всяка епруветка. Гледайте какво се е случило. Изпитайте тръбите, в които нищо не се случва, затопляйки алкохола, преди реакцията да започне. Епруветката с азотна киселина може да бъде внимателно да се загуби, за да се определи газа за освобождаване.

Номер на опит 3.Метали взаимодействие с концентрирани киселини .

Две тръби се изливат от 20 до 25 капки концентриран азот и сяра (внимателно!) Киселина, спуснете метала в тях, наблюдавайте какво се случва. Ако е необходимо, епруветките могат да се нагрят върху алкохола, докато реакцията започна. За да се определят гореспоменатите газове, тестовите тръби внимателно мигат.

Опит номер 4.Метално взаимодействие с основи .

Налейте 20 - 30 капки концентриран алкален разтвор (Con или NaOH) към тръбата, направете метал. Епруветката е леко топла. Гледайте какво се случва.

Опит№5. Получаване и имоти метални хидроксиди.

Налейте 15-20 капки сол на подходящия метал в тръбата, добавете алкали преди падането на утайката. Утайка се разделя на две части. В една част вземете разтвор на солна киселина и към друго - алкално решение. Маркирайте наблюденията, уравненията на писане в молекулярни, пълни йонни и къси йонни форми, изтеглят естеството на получения хидроксид.

Работа и заключения

До Redox реакции, напишете уравненията на електронен баланс, реакции на йонообменни реакции в молекулярни и йонномолекулни форми.

В заключенията, писане на коя група от активност (1, 2 или 3 или 3) изучаваните метали и какви свойства са основни или амфотерни свойства - проявяват своя хидроксид. Заключения оправдават.

Лабораторна работа номер 11

Лекция 11. Химични свойства на металите.

Взаимодействието на металите с прости окислители. Съотношението на металите до вода, водни разтвори на киселини, основи и соли. Ролята на оксидните филмови и окислителни продукти. Взаимодействието на металите с азотни и концентрирани сярна киселини.

Металите включват всички S-, D-, F-елементи, както и P-Elements, разположени на дъното периодична система От диагонал, изразходван за Бора до Астана. В прости вещества от тези елементи се прилагат метална комуникация. Металните атоми имат малки електрони на външния електронна обвивка, в количество 1, 2 или 3. Метали проявяват електроопитивни свойства и имат ниска електрическа ивица, по-малка от две.

Металите са присъщи характерни знаци. Това са твърди вещества, по-тежки от водата, с метален блясък. Металите имат висока топлопроводимост и електрическа проводимост. Те се характеризират с емисиите на електрони под действието на различни външни влияния: Светло облъчване, когато се нагрява, с прекъсване (екзо-електронна емисия).

Основният признак на металите е тяхната способност да дава електрони за атоми и йони на други вещества. Металите намаляват агентите в огромното мнозинство. И това е техният характерна химическа собственост. Обмислете съотношението на металите към типични окислители, към които са сред прости вещества - неметали, вода, киселини. Таблица 1 предоставя информация за отношението на металите към прости окислители.

маса 1

Метално съотношение към прости окислители

Всички метали реагират с флуор. Изключението е алуминий, желязо, никел, мед, цинк в отсъствието на влага. Тези елементи с флуорна реакция при първоначалния момент образуват флуоридни филми, които защитават металите от по-нататъшен отговор.

При същите условия и причини желязото е пасивирано в реакцията с хлор. Във връзка с кислород, не всички, но само един ред метали образуват плътни защитни оксидни филми. При преминаване от флуор до азот (Таблица 1), окислителната активност намалява и следователно | Повече ▼ Металите не се окисляват. Например, само литиеви и алкални земни метали реагират с азот.

Съотношението на металите за вода и водни разтвори на окислители.

В водни решения Редукционната активност на метала се характеризира със стойността на стандартния си рекоксиален потенциал. От общия брой стандартни рекокси потенциали се различават няколко метални напрежения, която е посочена в таблица 2.

Таблица 2.

Метали за серия напрежение

Оксидиращ агент	Уравнение на процеса на електрода	Стандартен потенциал на електрода φ 0, в	Намаляване на агента	Условна дейност на редуциращите агенти
Li +.	Li + + e - \u003d li	-3,045	Ли.	Активен
RB +.	RB + + E - \u003d RB	-2,925	RB.	Активен
K +.	K + + e - \u003d k	-2,925	К.	Активен
CS +.	CS + + E - \u003d CS	-2,923	Cs.	Активен
СА 2+.	Ca 2+ + 2E - \u003d CA	-2,866	Ок.	Активен
Na +.	Na + + e - \u003d na	-2,714	На.	Активен
Mg 2+.	Mg 2 + +2 e - \u003d mg	-2,363	Mg.	Активен
Al 3+.	AL 3+ + 3E - \u003d al	-1,662	Ал	Активен
Ti 2+.	Ti 2+ + 2e - \u003d ti	-1,628	TI.	Вж. Дейност
Mn 2+.	Mn 2+ + 2e - \u003d mn	-1,180	Mn.	Вж. Дейност
CR 2+.	CR 2+ + 2E - \u003d CR	-0,913	CR.	Вж. Дейност
H 2 O.	2H2O + 2E - \u003d H2 + 2OH -	-0,826	H 2, рН \u003d 14	Вж. Дейност
Zn 2+.	Zn 2 + + 2E - \u003d ZN	-0,763	ZN.	Вж. Дейност
CR 3+.	CR 3+ + 3E - \u003d CR	-0,744	CR.	Вж. Дейност
Fe 2+.	FE 2+ + E - \u003d FE	-0,440	Fe.	Вж. Дейност
H 2 O.	2H2O + E - \u003d H2 + 2OH -	-0,413	H 2, рН \u003d 7	Вж. Дейност
CD 2+.	CD 2+ + 2E - \u003d CD	-0,403	CD.	Вж. Дейност
CO 2+.	CO 2+ +2 E - \u003d CO	-0,227	Колерия	Вж. Дейност
Ni 2+.	Ni 2+ + 2e - \u003d ni	-0,225	Ni.	Вж. Дейност
SN 2+.	SN 2+ + 2E - \u003d SN	-0,136	SN.	Вж. Дейност
PB 2+.	PB 2+ + 2E - \u003d pb	-0,126	PB.	Вж. Дейност
Fe 3+.	FE 3+ + 3E - \u003d FE	-0,036	Fe.	Вж. Дейност
Н +.	2H + + 2E - \u003d H2		H 2, рН \u003d 0	Вж. Дейност
BI 3+.	BI 3+ + 3E - \u003d BI	0,215	BY.	Малък активен.
Cu 2+.	Cu 2+ + 2E - \u003d cu	0,337	Cu.	Малък активен.
Cu +.	Cu + + e - \u003d cu	0,521	Cu.	Малък активен.
Hg 2 2+.	Hg 2 2+ + 2E - \u003d Hg	0,788	Hg 2.	Малък активен.
AG +.	AG + + E - \u003d AG	0,799	AG.	Малък активен.
HG 2+.	Hg 2+ + 2E - \u003d Hg	0,854	HG.	Малък активен.
PT 2+.	Pt 2+ + 2E - \u003d pt	1,2	PT.	Малък активен.
AU 3+.	AU 3+ + 3E - \u003d au	1,498	AU.	Малък активен.
AU +.	Au + + e - \u003d au	1,691	AU.	Малък активен.

В този ред на напреженията стойностите на електродните потенциали на водородния електрод в киселинното (рН \u003d 0) също са дадени, неутрални (рН \u003d 7), алкална (рН \u003d 14) среда. Положението на един или друг метал в ред на напрежение характеризира способността му да се редукционни взаимодействия във водни разтвори при стандартни условия. Металните йони са окислители и метали - редуциращи агенти. Допълнителният метал се намира в редица стрес, по-силният окислител във водния разтвор са неговите йони. Колкото по-близо до метала до началото на един ред е по-силното редуциращо средство.

Металите могат да се изтласкват от соли решения. Реакционната посока се определя чрез тяхното взаимно положение в ред на напрежение. Трябва да се има предвид, че активните метали изместват водорода не само от вода, но и от всяко водно решение. Следователно взаимното изместване на металите от решенията на техните соли се осъществява само в случай на метали, разположени в ред напрежения след магнезий.

Всички метали са разделени от три условни групи, които се отразяват в следващата таблица.

Таблица 3.

Условно разделение на металите

Взаимодействие с вода.Окислител във вода е йон на водород. Следователно само тези метали могат да окисляват с вода, стандартните потенциали на електрода под потенциала на водородните йони във вода. Зависи от рН на средата и е равно

Φ \u003d -0.059рн.

В неутрална среда (рН \u003d 7) φ \u003d -0.41 V. Характерът на взаимодействието на метални метали е представен в Таблица 4.

Метали от началото на една серия, които имат потенциал, значително по-отрицателен от -0.41 V, urust водород от водата. Но магнезият вече хляпи водород само от гореща вода. Обикновено металите, разположени между магнезий и олово, не изместват водород от водата. На повърхността на тези метали се образуват филми на Oxyde, които имат защитен ефект.

Таблица 4.

Взаимодействието на металите с вода в неутралната среда

Взаимодействието на металите с хлорогенова киселина.

Окислител Б. солна киселина е йон водород. Стандартният потенциал на електрода на водородния йон е нула. Следователно, всички активни метали и метали със средна активност трябва да реагират с киселина. Само за олово проявява пасивацията.

Таблица 5.

Взаимодействието на металите със солна киселина

Мед може да бъде разтворен в много концентрирана солна киселина, въпреки факта, че се отнася до ниски активни метали.

Взаимодействието на металите със сярна киселина се случва по различен начин и зависи от неговата концентрация.

Взаимодействието на металите с разредена сярна киселина. Взаимодействието с разредена сярна киселина се извършва по същия начин, както при солна киселина.

Таблица 6.

Взаимодействието на металите с разредена сярна киселина

Разредената сярна киселина окислява нейния водороден йон. Той взаимодейства с тези метали, чиито потенциали на електрода са по-ниски, отколкото при водород. Октопроводът се разтваря в сярна киселина в неговата концентрация под 80%, тъй като полученото олово със сярна киселина PBSO 4 неразтворима сол и създава защитен филм върху металната повърхност.

Взаимодействието на металите с концентрирана сярна киселина.

В концентрирана сярна киселина ролята на окислителя изпълнява ролята на окислител +6. Тя е част от SO 4 SULFAT-ION 2-. Следователно концентрирана киселина Всички метали са окислени, чиято стандартен електроден потенциал е по-малък от този на окислителя. Най-голямата стойност Електродният потенциал в електродни процеси, включващи сулфат йон като окисляващ агент, е 0.36 V. В резултат на това някои нискоефективни метали реагират с концентрирана сярна киселина.

За метали със средна активност (AL, Fe) е пасив поради образуването на гъсти оксидни филми. Калай окислява до тетравалентно състояние, за да образува калай сулфат (IV):

SN + 4H2S04 (конц.) \u003d SN (S04) 2 + 2SO 2 + 2H2O.

Таблица 7.

Взаимодействието на металите с концентрирана сярна киселина

Оловото се окислява до двувалентно състояние с образуването на разтворима хидросулфат. В гореща концентрирана сярна киселина се разтваря живак, за да образува живачни сулфати (I) и живак (II). При кипене концентрирана сярна киселина дори сребърните се разтварят.

Трябва да се има предвид, че колкото по-активен метал, толкова повече степен на намаляване на сярна киселина. При активни метали киселината се възстановява главно до сероводород, въпреки че има други продукти. например

Zn + 2H2S04 \u003d ZNSO 4 + S02 + 2H20;

3ZN + 4H2S04 \u003d 3ZNSO 4 + s ↓ + 4H20;

4ZN + 5H2S04 \u003d 4ZNSO 4 \u003d 4ZNSO 4 + H2S + 4H2O.

Взаимодействието на металите с разредена азотна киселина.

При азотна киселина азотът действа като окислител в степента на окисление +5. Максималната стойност на потенциала на електрода за нитратния йон на разредена киселина като окислител е 0.96 V. Поради такава голяма стойност азотната киселина е по-силен окислител от сярата. Това може да се види от факта, че азотната киселина окислява среброто. Възстановява киселата до по-дълбока от по-активната от метала и по-разредената киселина.

Таблица 8.

Взаимодействието на металите с разредена азотна киселина

Взаимодействието на металите с концентрирана азотна киселина.

Концентрираната азотна киселина обикновено се възстановява в азотен диоксид. Взаимодействието на концентрираната азотна киселина с метали е представена в Таблица 9.

Когато се използва киселина в неравностойно положение и без разбъркване, активните метали се възстановяват до азот и металите са средноразмерна активност към въглероден оксид.

Таблица 9.

Взаимодействието на концентрирана азотна киселина с метали

Взаимодействието на металите с алкални разтвори.

Алкалните метали не могат да бъдат окислени. Това се дължи на факта, че алкалните метали са силни редуциращи агенти. Ето защо техните йони са най-слабите окислители и във водни разтвори на окислителни свойства не се показват. Въпреки това, в присъствието на алкали, окислителният ефект на водата се проявява в по-голяма степен, отколкото при отсъствието им. Благодарение на това, в алкални разтвори, металите се окисляват с вода с образуването на хидроксиди и водород. Ако оксид и хидроксид се отнасят до амфотерни съединения, те ще бъдат разтворени в алкален разтвор. В резултат на това пасивно чиста вода Металите енергично взаимодействат с алкални разтвори.

Таблица 10.

Взаимодействието на металите с алкални разтвори

Процесът на разтваряне е представен като два етапа: метална окисление с вода и разтваряне на хидроксид:

Zn + 2HOH \u003d ZN (OH) 2 '+ Н2;

ZN (OH) 2 ↓ + 2НаОН \u003d Na2.