Metallide reaktsiooni võrrandid:

a) lihtsate ainete: hapniku, vesiniku, halogeenide, väävli, lämmastiku, süsiniku;
b) K. keerulised ained: vesi, happed, leelised, soolad.

Metallide hulka kuuluvad S-elemendid I ja II rühmad, kõik S-elemendid, III rühma P-elemendid (välja arvatud boor), samuti tina ja plii (IV rühm), vismut (V rühm) ja poloonium (VI rühm) ). Enamasti metallid on välise energia tasemel 1-3 elektronid. D-elementide aatomite ajal paremale jäänud perioodide sees on antiisomiini kihi D-supremes täidetakse.
Metallide keemilised omadused on tingitud nende väliste elektrooniliste kestade iseloomuliku struktuuri tõttu.

Ajavahemiku jooksul väheneb tuumade eest, aatomite raadionid samal arvul elektroonilistel kestadel väheneb. Leeliselise metalli aatomid on suurimad raadiod. Mida väiksem on aatomi raadius, seda suurem on ioniseerimise energia ja suurem aatomi raadius, seda vähem ionisatsioonienergiat. Kuna metallide aatomitel on aatomite suurimad kiirsused, iseloomustavad neid enamasti ionisatsiooni ja afiinsuse väheseid väärtusi elektroni suhtes. Tasuta metallid on üksnes rehabilitatsiooniomadused.

3) metallide vormi oksiidid, näiteks:

Vesinikuga reageerivad ainult leeliselised ja leeliselised metallid, moodustades hüdriide:

Metallid reageerivad halogeenide, halliote moodustavate hallid - sulfiididega, lämmastiku-nitriididega, süsinikukarbiididega.

Suurendades algebralised tähendused Standardne elektriline potentsiaalne metall E 0 Rühmades, metallist võime reageerida veega väheneb. Niisiis, rauda reageerib veega ainult väga kõrgel temperatuuril:

Metallid positiivse elektroodi potentsiaali positiivse väärtusega, mis seisneb pärast vesiniku rida pingete rida, ei reageeri veega.

Metallide reaktsioonid hapetega on iseloomulikud. Metallid S. negatiivne tähendus E 0 nihutab vesiniku HSL-i lahustest, H2S04, H3 P0 4 jne.

Väiksema väärtusega metallist E 0 nihutab metalli suure väärtusega soolade lahenduste suure väärtusega:

Olulised ühendid Kaltsium, mis on saadud tööstuses, nende keemiliste omaduste ja nende saamise meetodeid.

Sao kaltsiumoksiidi nimetatakse negaren lubjaks. See saadakse lubjakivi CAS0 3 -\u003e SAO + CO põletamise teel temperatuuril 2000 ° C. Kaltsiumoksiidil on peaoksiidi omadused:

a) reageerib veega koos veega suur number Soe:

Sao + H 2 0 \u003d SA (OH) 2 (harundatud lubja).

b) reageerib hapetega, moodustades soola ja vee:

SAA + 2NSL \u003d SASL 2 + N2O

SAA + 2N + \u003d SA 2+ + H2O

c) reageerib happeoksiididega soola moodustamiseks:

Sao + C0 2 \u003d CAC0 3

Kaltsiumhüdroksiidi (OH) 2 kasutatakse haze lubja, lubjapiima ja lubjavee kujul.

Lime piim on suspensioon, mis on moodustatud veega liimi liigse segamisega veega.

Lime vesi on selge lahus, mis saadakse lubjapiima filtreerimisel. Kasutatakse laboris süsinikoksiidi (IV) tuvastamiseks.

SA (IT) 2 + CO 2 \u003d Sasi 3 + H2O

Pikaajalise süsinikoksiidi (IV) pikaajalise ülekandega muutub see läbipaistevaks, happelise soola moodustuva soolaga lahustub vees:

CAC03 + C02 + H2O \u003d CA (NSO3) 2

Kui saadud läbipaistva kaltsiumvesinikkarbonaadi lahusega kuumutatakse, siis on olemas lahtine, kuna CAC03 sademe langeb.

Metallid hõivavad perioodilises tabelis vasakpoolseima madalama nurga all. Metallid kuuluvad S-elementide, D-elementide, F-elementide ja osaliselt - P-elementide perekondadele.

Kõige tüüpilisemad metallide omadused on nende võime anda elektroni ja liikuda positiivselt laetud ioonidesse. Ja metallid võivad olla ainult positiivne aste Oksüdatsioon.

Mina - ne \u003d mina n +

1. Metallide koostoime mittemetallidega.

aga ) Metallide koostoime vesinikuga.

Vesinikuga reageerivad otseselt leelis- ja leelismuldmetallidega, moodustades hüdriide.

näiteks:

Ca + H 2 \u003d CAH 2

Moodustatakse nestekiomeetrilised ühendid ioonkristallstruktuuriga.

b) metallide koostoime hapnikuga.

Kõik metallid, välja arvatud AU, AG, PT oksüdeeruvad õhu hapnikuga.

Näide:

2Na + O2 \u003d Na2O2 (peroksiid)

4k + O 2 \u003d 2k 2 o

2mg + o 2 \u003d 2MGO

2CU + O 2 \u003d 2cuo

c) metallide koostoime halogeenidega.

Kõik metallid reageerivad halogeenidega halogeenidega.

Näide:

2al + 3Br 2 \u003d 2albr 3

Need on peamiselt ioonühendused: mehal n

d) metallide koostoime lämmastikuga.

Leeliselised ja leelismuldmetallid suhtlevad lämmastikuga.

Näide:

3CA + N2 \u003d ca 3 N2

Mg + N2 \u003d mg 3 N2-nitriid.

e) metallide koostoime süsinikuga.

Ühendid metallide ja süsinik - karbiide. Need moodustavad süsiniku sulatuste koostoime. Aktiivsed metallid moodustavad stöhhiomeetrilised ühendid süsinikuga:

4 + 3C \u003d al 4 c3

Metallid - D-elemendid moodustavad ühendid mittesotsiomeetrilise kompositsiooni tahkete lahuste tüübi: WC, ZNC, Tic - kasutatakse superfaani terase saamiseks.

2. Metallide koostoime veega.

Metallid reageerivad veega negatiivsema potentsiaaliga kui redoksi vee potentsiaal.

Aktiivsed metallid reageerivad aktiivsemalt veega, lagunevad veega vesiniku vabanemisega.

Na + 2H20 \u003d H2 + 2NAOH

Vähem aktiivsed metallid Lahustage vesi aeglaselt ja protsess pidurdatakse lahustumatute ainete moodustumise tõttu.

3. Metallide koostoime soolade lahendustega.

Selline reaktsioon on võimalik, kui reageeriv metall on aktiivsem kui soolas:

ZN + CUSO 4 \u003d CU 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 B., \u003d + 0,34 B.

Metall negatiivsem või vähem positiivse standardsektroodi potentsiaaliga nihutab teise metalli oma soola lahusest.

4. metallide koostoime leeliselahusega.

Aellaalide puhul võivad metallid suhelda, andes amfoteric hüdroksiide või millel on kõrge oksüdeerumis kraadi tugevate oksüdeerivate ainete juuresolekul. Kui metallide koostoime leeliselahustega oksüdeerija on vesi.

Näide:

Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2

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

Zn 0 - Taastamine

1 2H20 + 2E \u003d H2 + 2OH - taastamine

H2O - oksüdeerija

Zn + 4OH - + 2H20 \u003d 2- + 2OH - + H2

Kõrge oksüdatsiooni kraadidega metallid võivad liisijaga suhelda, kui sulandumine:

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

5. Metallide koostoime happega.

Need on keerulised reaktsioonid, koostoimed sõltuvad metallist aktiivsusest happe tüübist ja kontsentratsioonist ja temperatuuril.

Metalli aktiivsus on tavapäraselt jagatud aktiivseks, keskmiseks aktiivsuseks ja rannikuks.

Happed jagatakse tavapäraselt 2 rühma:

I Group - madala oksüdatiivse mahuga happed: HCl, hi, HBr, H2 SO 4 (SPZ.), H3 PO4, H2S, oksüdeerija Siin H +. Metallide suheldes vabaneb hapnik (H2). Esimese rühma happed reageerivad metallid negatiivse elektroodi potentsiaaliga.

II rühm - kõrge oksüdatiivse mahuga hape: H2 SO 4 (konts.), HNO3 (RSC), HNO3 (konts.). Nendes hapetes on oksüdeerijad happe anioonid :. Anioni taastamise tooted võivad olla kõige mitmekesisemad ja sõltuvad metalli aktiivsusest.

H2 S - aktiivsete metallidega

H2 SO 4 + 6E S 0 ↓ - keskmise aktiivsuse metallidega

SO 2 - madala aktiivse metalliga

NH3 (NH4 NO 3) - C aktiivsed metallid

HNO 3 + 4,5E N2O, N2 - keskmise aktiivsuse metallidega

Ei - madala aktiivse metallidega

HNO 3 (konts.) - Nr 2 - mis tahes tegevuse metallidega.

Kui metallide muutuv valents, siis hapete i rühmad metallide omandada madalama positiivse oksüdatsiooni aste: FE → FE 2+, CR → CR2+. II rühma hapetega suheldes - oksüdatsiooni aste +3: FE → FE 3+, CR → CR 3+ ja vesiniku kunagi ei paista kunagi välja.

Mõned metallid (Fe, CR, AL, TI, NI jne) lahuste tugevate hapete, oksüdeerivate, on kaetud tiheda oksiidkile, mis kaitseb metalli edasiseks lahustumisest (passiveerimine), kuid kuumutamisel, oksiidi kile Lahustub ja reaktsioon läheb.

Positiivse elektroodi potentsiaaliga madala lahustuvaid metalle saab lahustada I rühmas hapetes, tugevate oksüdeerivate ainete juuresolekul.

Metallide struktuur Aatomid määravad mitte ainult iseloomuliku füüsikalised omadused lihtsad ained - Metallid, aga ka tavalised keemilised omadused.

Suurte sortidega viitavad kõik metallide keemilised reaktsioonid Redoksile ja neid saab kahet liiki: ühendid ja asendused. Metallid on võimelised keemilised reaktsioonid Et anda elektronide, mis on vähendavate ainete, näidata ainult positiivset oksüdeerumist saadud ühendites.

Sisse Üldine Seda saab väljendada skeemiga:
Mina 0 - ne → me + n,
kus M - metall on lihtne aine ja mina 0 + n - metall keemiline element seoses.

Metallid on võimelised andma oma valentse elektronide aatomite mittemetallide, vesinikute ioonide aatomite teiste metallide ioonide ioonide ja seetõttu reageerivad mittemetallidega - lihtsad ained, vesi, happed, soolad. Metallide taastav suutlikkus on siiski erinev. Metallide reaktsiooni koostis erinevate ainetega sõltub ainete oksüdatiivsest võimet, mille kohaselt reaktsiooni jätkub.

Kõrgetel temperatuuridel põletatakse enamik metalle hapnikus:

2mg + o 2 \u003d 2MGO

Nendes tingimustes ei oksüdeerita ainult kuld, hõbe, plaatina ja mõnda muud metalle.

Halogeenide puhul reageerivad paljud metallid ilma kütmiseta. Näiteks alumiiniumpulber Broomi segamisel süttib:

2al + 3Br 2 \u003d 2albr 3

Mõnel juhul moodustuvad hüdroksiidid mõnel juhul moodustatud. Väga aktiivne normaalsetes tingimustes suhtlevad vee leelismetallidega, samuti kaltsiumi, strontsiumi, baariumiga. Selle reaktsiooni kava näeb välja selline:

Me + Hoh → ME (OH) N + H2

Muud metallid reageerivad veega kuumutamisel: magneesium, kui see keetmine, rauda punase keemise ajal veepaarides. Sellistel juhtudel saadakse metallioksiidid.

Kui metall reageerib happega, siis see on osa genereeritud soolast. Kui metallist suhtleb happelahustega, võib see selles lahuses saadaolevate vesiniku ioonide oksüdeerida. Lühendatud ioon-võrrandi üldises vormis saab kirjutada järgmiselt:

ME + NH + → ME N + + H 2

Tugevad oksüdatiivsed omadused kui vesiniku ioonid, antioonid sellistest hapniku sisaldavate hapete, nagu kontsentreeritud väävli ja lämmastik. Seetõttu reageerivad need metallid nende hapetega, mis ei suuda vesinikioonide, näiteks vase ja hõbedaga oksüdeerivaks oksüdeerivaks.

Metallide koostoimes sooladega, asendusreaktsioonis esineb: Asendusaatomite elektronid - aktiivsemad metallist avanevad asendatud - vähem aktiivse metalli ioonidesse. See võrk tekib metallist asendus metalli sooladega. Need reaktsioonid ei ole pöörduv: kui metall ja nihutab metalli sooladesse, siis metallist ei ilmuta metalli ja soolade lahusest.

Oma soolade vesilahuste metallide vesilahuste keskmistel kujul eksponeeritud keemilise aktiivsuse vähenemise järjekorras paiknevad metallide elektrokeemilises reas metallide elektrokeemilises reas: \\ t

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

Selles seerias asuvad metallid on aktiivsemad ja suudavad järgmisi metalle soolade lahuste lahendada.

Vesinik kuulub metallpinge elektrokeemilises reas, kuna ainus mittemetall, mis eraldab metallidega, moodustades positiivselt laetud ioone. Seetõttu asendab vesinik asendab mõningaid metalle nende soolade ja ise võib asendada paljude metallidega hapetes, näiteks:

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

Elektrokeemilise pinge elektrokeemilise reaga metallid vesinikule ümberasustatakse paljude hapete (soola, väävli jne) lahustest ja kõik järgmised, näiteks vask ei liigu.

kohapeal, täis- või osalise kopeerimise materjali viide algse allikas on vajalik.

Töö eesmärk:praktiliselt tutvuda erinevate aktiivsuse ja nende ühendite metallide iseloomulike keemiliste omadustega; Uurige metallide omadusi amfoteeriliste omadustega. Redoxi reaktsioonid elektronide tasakaalu meetodi võrdsustamiseks.

Teoreetiline osa

Metallide füüsikalised omadused. Kõrged tingimused, kõik metallid, lisaks elavhõbedale, on tahked ained, mis on kõvaduse aste järsult erinevad. Metallid, mis on esimesed juhtmed, on kõrge elektrijuhtivus ja termilise juhtivus. Need omadused on seotud kristallvõre struktuuriga, mille keskmes on metallist ioonid, mille vahel vabad elektronid liiguvad. Elektri ja soojuse ülekandmine on tingitud nende elektronide liikumisest.

Metallide keemilised omadused . Kõik metallid on redutseerivad ained, st Keemiliste reaktsioonidega kaotavad nad elektroni ja muutuvad positiivselt laetud ioonideks. Selle tulemusena reageerivad enamik metalle tüüpiliste oksüdeerivate ainetega, näiteks hapnikku, moodustumisoksiidide, mis enamikul juhtudel on kaetud metallide tihe kihi pinnaga.

MG ° + O 2 ° \u003d 2 mg. +2 O- 2

Mg-2 \u003d mg +2

Umbes 2 +4 \u003d 2O -2

Metallide vähendamise aktiivsus lahustes sõltub metalli asendist stresside rea asendist või metalli elektroodi potentsiaali suurust (tabel), seda väiksem elektroodi potentsiaali suurus, seda metallist Vähendava aine see on. Kõik metallid saab jagada 3 rühma :

Aktiivsed metallid - algusest mitmete stresside (s.o alates LI) mg;

Keskmise aktiivsuse metallid mg kuni H;

Tõhusad metallid - H-st pingete seeria lõpuni (kuni AU).

Metallid 1 grupi interakteeruvad veega (siin see hõlmab peamiselt leeliselise ja leelismuldmetalle); Reaktsioonisaadused on sobivate metallide ja vesiniku hüdroksiidid, näiteks:

2K ° + 2N 2 O \u003d 2kon + n 2 Umbes

Kuni ° -\u003d K. + | 2

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

Metallide koostoime happega

Kõik okstud happed (vesinikkloriid HCl, bromiidvesinik HBr jne), samuti hapniku sisaldavate hapete (lahjendatud väävelhape H2 SO 4, fosforne H3 PO4, atsetiline CH3 COXY jne) reageerivad metallidega 1 ja 2 rühma, kes seisavad vesiniku pinge rida. Samal ajal moodustub sobiv sool ja eristatakse vesinikku:

Zn.+ H. 2 Nii. 4 = Znso. 4 + H. 2

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

2n + +2 \u003d N. 2 ° | üks

Kontsentreeritud väävelhape oksüdeerib metallid 1, 2 ja osaliselt 3. rühmad (kuni AG-ga kaasavatesse) regenereerides samal ajal nii 2 - värvitu gaas, millel on päästetud lõhn, vaba väävli, mis langeb valge sade või vesiniksulfiidi H2 kujul. S - gaas mädanenud munade lõhn. Aktiivsem on metall, seda tugevam väävli taastatakse näiteks:

| 1

| 8

Mis tahes kontsentratsiooni lämmastikhape oksüdeerib peaaegu kõik metallid, samal ajal kui sobiva metalli, vee ja redutseerimise N +5 nitraat N +5 (terava lõhnaga nr 2-pruun gaas, ei ole värvitu gaas terava lõhnaga, N2O - gaas narkootilise lõhn, N 2 -Gas lõhnatu, NH4 nr 3 on värvitu lahus). Aktiivsem on metall ja mida lahjendatakse happega, seda tugevam lämmastik taastatakse lämmastikhappes.

Me suhtleme leelisega amfoteric metallid, mis kuuluvad peamiselt 2 rühma (Zn, BE, Al, SN, PB jne). Reaktsioon jätkub leelismetallidega:

PB.+2 NaOH.= Na. 2 PBO. 2 + N. 2

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

2n + +2 \u003d N. 2 ° | üks

või tugeva leelislahusega suheldes:

Olema + 2NAOH + 2H 2 Umbes = Na. 2 + H. 2

° -2.\u003d Ve +2 | 1

Amfoteric metallid moodustavad amfoterioksiidide ja seetõttu amfoteric hüdroksiidide (suheldes hapete ja leeliste moodustamiseks soola ja vee), näiteks:

või ioonvormis:

Praktiline osa

Kogemused 1.Metallist koostoime veega .

Võtke väike tükk leelis- või leelismuldmetallist (naatriumi, kaaliumi, liitiumi, kaltsiumi), mis säilitatakse petrooleumi purgis, tühjendage see põhjalikult filtripaberiga, sisestage veega täidetud portselanist tass. Kogemuse lõpus lisage mõned tilgad fenoolftaleiini ja määravad saadud lahuse sööde.

Kui magneesium suhtleb veega, soojendage reaktsiooni katseklaas alkoholile mõnda aega.

Kogemused number 2.Metallide koostoimega lahjendatud hapetega .

Kolmes torudes valatakse 20-25 tilka 2N vesilahuse vesinikkloriid-, väävli- ja lämmastikhapped. Madalamad metallid juhtmete, tükkide või kiipide kujul igasse toru. Vaata, mis juhtus. Test torud, kus midagi ei juhtu, soojeneb alkoholi enne reaktsiooni algus. Lämmastikhappega toru võib vabanemise gaasi määramiseks hoolikalt kaotada.

Kogemused number 3.Metallide koostoime kontsentreeritud hapetega .

Kaks torud valatakse 20 kuni 25 tilka kontsentreeritud lämmastik- ja väävlit (ettevaatlik!) Hape, langetage neis metalli, jälgige, mis toimub. Vajadusel võib katseklaasid alkoholi kuumutada, kuni reaktsioon algas. Eespool nimetatud gaaside määramiseks vilguvad katseklaasid õrnalt.

Kogemused Number 4.Metallist koostoime leelisega .

Valage toru 20-30 tilka kontsentreeritud leelislahust (CON või NaOH), tehke metallist. Katsetoru on veidi soe. Vaata, mis toimub.

Kogemus№5. Saamine ja omadused metallhüdroksiidid.

Valage toru 15-20 tilka sobivast metallist soola, lisage leelis enne sademi langemist. Sade jagatakse kaheks osaks. Ühele osale vali vesinikkloriidhappe lahus ja teisele leelislahusele. Märgi tähelepanekud, kirjutada võrrandid molekulaarsetes, tervetes ioonsetes ja lühiaastates, mis toovad välja saadud hüdroksiidi olemuse.

Töö ja järeldused

Redoxi reaktsioonidele, kirjutage elektronide tasakaalu võrrandid, kirjutage ioonivahetusreaktsioonid molekulaarse ja ioon-molekulaarse kujuga.

Järeldustes kirjutage, millisele tegevusrühmale (1, 2 või 3.) metallist uuriti ja millised omadused on põhilised või amfoteerilised omadused - eksponeerib selle hüdroksiidi. Järeldused põhjendavad.

Laboratoorse töö number 11

Loeng 11. Metallide keemilised omadused.

Metallide koostoime lihtsate oksüdeerivate ainetega. Metallide suhe veele, hapete vesilahusetele, leelistele ja sooladele. Oksiidi kile ja oksüdeerimistoodete roll. Metallide koostoime lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhapetega.

Metallide hulka kuuluvad kõik S-, D-, F-elemendid, samuti P-elemendid asuvad allosas perioodiline süsteem Bora'le kulutatud diagonaalist Astanale. Nende elementide lihtsates ainetes rakendatakse metallist side. Metal aatomitel on välistel elektronidel vähe elektrone elektrooniline kestKoguse 1, 2 või 3. metallide eksponeerivad elektropositiivseid omadusi ja neil on madala elektronegaatiaga, vähem kui kaks.

Metallid on omane iseloomulikud märgid. Need on tahked ained, raskem kui vesi, metallist sära. Metallidel on kõrge soojusjuhtivus ja elektrijuhtivus. Neid iseloomustab elektronide emissioon erinevate meetmete all välised mõjud: Kerge kiiritamine, kuumutamisel pausiga (ekso-elektronide emissioon).

Metallide peamine märk on nende võime anda elektroni teiste ainete aatomitele ja ioonidele. Metallid vähendavad agendid valdava enamusega. Ja see on nende iseloomulik keemiline vara. Mõtle metallide ja tüüpiliste oksüdeerivate ainete suhet, mille hulgas on lihtsad ained - mittemetallid, vesi, happed. Tabelis 1 on esitatud teave metallide suhte kohta lihtsate oksüdeerijate suhtes.

Tabel 1

Metallide suhe lihtsate oksüdeerivate

Kõik metallid reageerivad fluoriga. Erandiks on alumiinium, raud, nikkel, vask, tsink niiskuse puudumisel. Need elemendid fluori reaktsiooni esialgsel hetkel moodustavad fluoriidifilme, mis kaitsevad metalle edasisest vastusest.

Samadel tingimustel ja põhjustel pööratakse rauda kloori reaktsioonis. OPYGENiga seoses mitte kõik, vaid ainult rea metallid moodustavad tiheda kaitseoksiidi kiled. Fluorist lämmastikule liikumisel (tabel 1) väheneb oksüdatiivne aktiivsus ja seetõttu rohkem Metallid ei oksüdeerita. Näiteks reageerivad ainult liitium- ja leelismuldmetallid lämmastikuga.

Metallide ja oksüdeerivate ainete vee ja vesilahuste suhe.

Sisse vesilahused Metalli redutseerivat aktiivsust iseloomustab standardse redoksi potentsiaali väärtus. Standardite redoksivõimaluste koguarvust eristatakse mitu metallpinget, mis on määratletud tabelis 2.

Tabel 2

Seeriapinge metallid

Oksüdeeriv aine	Elektroodi protsessi võrrand	Standardne elektroodi potentsiaal φ 0, sisse	Redutseerija	Redutseerivate ainete tingimuslik tegevus
Li +.	Li + + e - \u003d li	-3,045	Li	Aktiivne
RB +.	RB + + E - \u003d rb	-2,925	Rb.	Aktiivne
K +.	K + + E - \u003d K	-2,925	K.	Aktiivne
CS +.	CS + + E - \u003d CS	-2,923	Cs.	Aktiivne
Ca 2+.	Ca 2+ + 2E - \u003d CA	-2,866	Ca.	Aktiivne
Na +.	Na + + e - \u003d na	-2,714	Na.	Aktiivne
Mg 2+	Mg 2+ +2 E - \u003d mg	-2,363	Mg.	Aktiivne
Al 3+.	AL 3+ + 3E - \u003d al	-1,662	Allutama	Aktiivne
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - \u003d ti	-1,628	Ti	Vrd. Tegevus
MN2+.	MN 2+ + 2E - \u003d mn	-1,180	Mn.	Vrd. Tegevus
CR2+	Cr2 + 2e - \u003d Cr	-0,913	Kr	Vrd. Tegevus
H 2 O.	2H20 + 2E - \u003d H2 + 2OH -	-0,826	H2, pH \u003d 14	Vrd. Tegevus
Zn2+	ZN2 + 2E - \u003d Zn	-0,763	Zn.	Vrd. Tegevus
CR 3+	Cr 3+ + 3E - \u003d Cr	-0,744	Kr	Vrd. Tegevus
Fe 2+	Fe 2+ + E - \u003d Fe	-0,440	Fe.	Vrd. Tegevus
H 2 O.	2H20 + E - \u003d H2 + 2OH -	-0,413	H2, pH \u003d 7	Vrd. Tegevus
CD 2+	CD 2+ + 2E - \u003d CD	-0,403	Cd	Vrd. Tegevus
CO 2+	CO 2+ +2 E - \u003d CO	-0,227	Co.	Vrd. Tegevus
NI2+	NI2+ + 2E - \u003d ni	-0,225	Ni.	Vrd. Tegevus
SN2+.	SN2+ + 2E - \u003d SN	-0,136	Sn.	Vrd. Tegevus
PB2+	PB2+ + 2E - \u003d pb	-0,126	PB.	Vrd. Tegevus
Fe 3+	Fe 3+ + 3E - \u003d Fe	-0,036	Fe.	Vrd. Tegevus
H +.	2H + + 2E - \u003d H2		H2, pH \u003d 0	Vrd. Tegevus
BI 3+.	BI 3+ + 3E - \u003d BI	0,215	Bi-	Väike aktiivne.
Cu2+	CU 2+ + 2E - \u003d Cu	0,337	Cu.	Väike aktiivne.
CU +.	CU + + e - \u003d cu	0,521	Cu.	Väike aktiivne.
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2E - \u003d Hg	0,788	Hg 2.	Väike aktiivne.
AG +.	AG + + E - \u003d AG	0,799	Ag	Väike aktiivne.
Hg 2+	Hg 2+ + 2E - \u003d Hg	0,854	Hg.	Väike aktiivne.
PT2+	PT2+ + 2E - \u003d pt	1,2	Pt.	Väike aktiivne.
AU 3+.	AU 3+ + 3E - \u003d AU	1,498	AU.	Väike aktiivne.
AU +.	AU + + E - \u003d AU	1,691	AU.	Väike aktiivne.

Selles reas rõhutab vesinikuelektroodi elektroodi potentsiaali väärtusi happelises (pH \u003d 0), neutraalse (pH \u003d 7), leelis (pH \u003d 14) kandjat. Ühe või teise metalli positsioon stresside ridades iseloomustab selle võimet standardtingimustes redoksidevahelisi interaktsioone. Metaloonid on oksüdeerijad ja metallid - redutseerivad ained. Edasine metall asub stresside rida, selle vesilahuse tugevam oksüdeerija on selle ioonid. Mida lähemal metallist kuni rea algusesse, seda tugevam redutseerija on.

Metallid suudavad üksteist soolade lahendustelt suruda. Reaktsiooni suund määratakse nende vastastikuse asendiga stresside reaga. Tuleb meeles pidada, et aktiivsed metallid asendavad vesiniku mitte ainult veest, vaid ka mis tahes vesilahusest. Seetõttu tekib metallide vastastikune ümberpaigutamine nende soolade lahendustest ainult pingete reas olevate metallide puhul pärast magneesiumi.

Kõik metallid eraldatakse kolme tingimusliku rühmaga, mis peegeldub järgmises tabelis.

Tabel 3.

Tingimuslik metallide osakond

Koostoimed veega.Oksüdeerija vees on vesiniku ioon. Seetõttu võivad ainult need metallid veega oksüdeerida, standardse elektroodi potentsiaalid alla vesinikioonide potentsiaaliga vees. See sõltub keskmise pH-st ja on võrdne

Φ \u003d -0,059рн.

Neutraalses keskkonnas (pH \u003d 7) φ \u003d -0,41 V. Metallmetallide koostoime iseloom on esitatud tabelis 4.

Metallid seeria algusest, millel on potentsiaal, märkimisväärselt negatiivsem kui -0,41 V, oust vesinik veest. Aga magneesium juba hussibürood ainult kuuma veega. Tavaliselt ei takista magneesiumi ja plii vahel asuvad metallid vesinikku veest. Oksüde kiled on moodustatud nende metallide pinnal, millel on kaitsev toime.

Tabel 4.

Metallide koostoime veega neutraalses keskkonnas

Metallide koostoime koos klorogeenhappega.

Oksüdeerija B. vesinikkloriidhape on ioonvesinik. Vesiniku iooni standardne elektroodi potentsiaal on null. Seetõttu peavad kõik aktiivsed metallid ja keskmise aktiivsuse metallid reageerima happega. Ainult plii jaoks ilmneb passiveerimine.

Tabel 5.

Metallide koostoime vesinikkloriidhappega

Vask võib lahustada väga kontsentreeritud vesinikkloriidhappes, hoolimata asjaolust, mis käsitleb madala aktiivse metalliga.

Väävelhappega metallide koostoime tekib erinevalt ja sõltub selle kontsentratsioonist.

Metallide koostoime lahjendatud väävelhappega. Koostoimed lahjendatud väävelhappega viiakse läbi samal viisil nagu vesinikkloriidhappega.

Tabel 6.

Metallide koostoime lahjendatud väävelhappega

Lahjendatud väävelhape oksüdeerib selle vesiniku iooni. See suhtleb nende metallidega, mille elektroodi potentsiaalid on madalamad kui vesinik. Plii lahustatakse väävelhappes selle kontsentratsioonis alla 80%, kuna saadud pliid koos väävelhappe PBSO4 lahustumatu soola ja loob kaitsekile metallpinnale.

Metallide koostoime kontsentreeritud väävelhappega.

Kontsentreeritud väävelhappes esineb oksüdendi rolli oksüdeeri +6 rollis. See on osa SO 4 sulfaat-ioonist 2-. seetõttu kontsentreeritud hape Kõik metallid oksüdeeritakse, mille standardne elektroodi potentsiaal on väiksem kui oksüdeerija. Suurim väärtus Elektroodi potentsiaal elektroodiprotsessides, mis hõlmavad sulfaadi iooni oksüdeeriva ainena, on 0,36 V. Selle tulemusena reageerivad mõned madala efektiivsed metallid kontsentreeritud väävelhappega.

Metallide keskmise aktiivsuse (al, fe) on passiveerimise tõttu tiheoksiidifilmide moodustumise tõttu. Tina oksüdeerub tetravalentse seisundiga, et moodustada tinasulfaat (IV):

SN + 4 H2S04 (konts.) \u003d SN (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H2 O.

Tabel 7.

Metallide koostoime kontsentreeritud väävelhappega

Plii oksüdeeritakse kahevalentse seisundiga lahustuva hüdrosulfaadi plii moodustumisega. Kuuma kontsentreeritud väävelhappes lahustab elavhõbeda elavhõbedasulfaatide (I) ja elavhõbeda (II) moodustamiseks elavhõbe Keemis kontsentreeritud väävelhape, isegi hõbedane lahustub.

Tuleb meeles pidada, et aktiivsem metall, seda suurem väävelhappe vähenemise tase. Aktiivsete metallidega taastatakse hape peamiselt vesiniksulfiidiga, kuigi esinevad teised tooted. näiteks

ZN + 2H2 SO 4 \u003d ZnSO4 + SO2 + 2H20;

3ZN + 4H2 SO 4 \u003d 3ZNSO 4 + S ↓ + 4H20;

4ZN + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZNSO4 \u003d 4ZNSO4 + H2S + 4H2O.

Metallide interaktsioon lahjendatud lämmastikhappega.

Lämmastikhappes toimib lämmastik oksüdatsiooni aste +5 oksüdeerijana. Elektroodi maksimaalne väärtus lahjendatud happe nitraadiooni potentsiaalina oksüdeerijana on 0,96 V. Sellise suure väärtuse tõttu on lämmastikhape tugevam oksüdeerija kui väävli. Seda võib näha asjaolust, et lämmastikhape oksüdeerib hõbedast. Taastab hapet sügavamale kui aktiivsemaks kui metallist ja lahjendatud hape.

Tabel 8.

Metallide koostoime lahjendatud lämmastikhappega

Metallide koostoime kontsentreeritud lämmastikhappega.

Kontsentreeritud lämmastikhape taastatakse tavaliselt lämmastiku dioksiidile. Kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime metallidega on esitatud tabelis 9.

Kui kasutate hapet ebasoodsas olukorras ja segamata, taastatakse aktiivsed metallid lämmastikule ja metallid on keskmise suurusega aktiivsus süsinikmonooksiidi suhtes.

Tabel 9.

Kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime metallidega

Metallide koostoime leeliselahusega.

Leelismetalle ei saa oksüdeerida. See on tingitud asjaolust, et leelismetallid on tugevad redutseerivad ained. Seetõttu on nende ioonid kõige nõrgemad oksüdeerijad ja oksüdatiivsete omaduste vesilahuste vesilahus. Kuid leelistamise juuresolekul ilmneb vee oksüdeeriv toime suuremal määral kui nende puudumisel. Selle tulemusena leeliselises lahustes oksüdeeritakse metallid veega hüdroksiidide ja vesiniku moodustumisega. Kui oksiid ja hüdroksiid on seotud amfoteersete ühenditega, lahustatakse need leeliselises lahuses. Selle tulemusena passiivne puhas vesi Metallid interakteeruvad aktiivselt leelise lahendustega.

Tabel 10.

Metallide koostoime leeliselahusega

Lahustumisprotsess on esindatud kahe etapina: metalli oksüdeerimine veega ja hüdroksiidi lahustumisega:

ZN + 2HOH \u003d ZN (OH) 2 ↓ + H2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2NAOH \u003d Na2.