Reakcijske enačbe za razmerje kovin:

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

Kovine vključujejo s-elemente skupin I in II, vse s-elemente, p-elemente skupine III (razen bora), pa tudi kositer in svinec (skupina IV), bizmut (skupina V) in polonij (skupina VI). Večina kovin ima 1-3 elektrone na zunanji energijski ravni. V atomih d-elementov se znotraj obdobij od leve proti desni napolnijo d-podnivoji predzunanje plasti.
Kemijske lastnosti kovin so posledica značilne zgradbe njihovih zunanjih elektronskih lupin.

V obdobju se s povečanjem jedrskega naboja polmeri atomov z enakim številom elektronskih lupin zmanjšajo. Atomi alkalijskih kovin imajo največji polmer. Manjši kot je polmer atoma, večja je ionizacijska energija in večji je polmer atoma, manjša je ionizacijska energija. Ker imajo kovinski atomi največji polmer atomov, so za njih značilne predvsem nizke vrednosti ionizacijske energije in afiniteta elektronov. Proste kovine imajo izjemno reducirajoče lastnosti.

3) Kovine tvorijo okside, na primer:

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

Kovine reagirajo s halogeni, pri čemer tvorijo halogenide, z žveplovimi - sulfidi, z dušikovimi - nitridi, z ogljikovimi - karbidi.

S povečanjem algebraične vrednosti standardnega potenciala elektrode kovine E 0 v seriji napetosti se sposobnost kovine reagira z vodo zmanjša. Torej, železo reagira z vodo le pri zelo visokih temperaturah:

Kovine s pozitivno vrednostjo standardnega potenciala elektrode, to je stoječe za vodikom v vrsti napetosti, ne reagirajo z vodo.

Značilne so reakcije kovin s kislinami. Kovine s negativna vrednost E 0 izpodriva vodik iz raztopin HCl, H2S04, H3P04 itd.

Kovina z nižjo vrednostjo E 0 izpodrine kovino z veliko vrednostjo E 0 iz solnih raztopin:

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

Kalcijev oksid CaO se imenuje živo apno. Pridobiva se s sežiganjem apnenca CaCO 3 -\u003e CaO + CO pri temperaturi 2000 ° C. Kalcijev oksid ima lastnosti osnovnega oksida:

a) reagira z vodo, da se sprosti veliko število toplina:

CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2 (gašeno apno).

b) reagira s kislinami in tvori sol in vodo:

CaO + 2HCl \u003d CaCl 2 + H20

CaO + 2H + \u003d Ca 2+ + H 2 O

c) reagira s kislimi oksidi in tvori sol:

CaO + C0 2 \u003d CaC0 3

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

Apneno mleko je kaša, ki nastane z mešanjem presežka hidriranega apna z vodo.

Apnena voda je bistra raztopina, dobljena s filtriranjem apnenega mleka. V laboratoriju se uporablja za odkrivanje ogljikovega monoksida (IV).

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O

S podaljšanim prenosom ogljikovega monoksida (IV) raztopina postane prozorna, saj nastane kisla sol, topna v vodi:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

Če nastalo prozorno raztopino kalcijevega bikarbonata segrejemo, spet nastane motnost, saj se CaCO 3 obori.

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

Najbolj tipična lastnost kovin je njihova sposobnost oddajanja elektronov in pretvorbe v pozitivno nabite ione. Poleg tega lahko kovine kažejo le pozitivno oksidacijsko stanje.

Me - ne \u003d Me n +

1. Interakcija kovin z nekovinami.

in ) Interakcija kovin z vodikom.

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

na primer:

Ca + H2 \u003d CaH2

Nastanejo nestehiometrične spojine z ionsko kristalno strukturo.

b) Interakcija kovin s kisikom.

Vse atmosferske kisikove oksidirajo vse kovine, razen Au, Ag, Pt.

Primer:

2Na + O2 \u003d Na 2 O 2 (peroksid)

4K + O 2 \u003d 2K 2 O

2Mg + O2 \u003d 2MgO

2Cu + O2 \u003d 2CuO

c) Interakcija kovin s halogeni.

Vse kovine reagirajo s halogeni in tvorijo halogenide.

Primer:

2Al + 3Br 2 \u003d 2AlBr 3

To so predvsem ionske spojine: MeHal n

d) Interakcija kovin z dušikom.

Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine sodelujejo z dušikom.

Primer:

3Ca + N2 \u003d Ca3N2

Mg + N2 \u003d Mg 3 N 2 - nitrid.

e) Interakcija kovin z ogljikom.

Spojine kovin in ogljikovi karbidi. Nastanejo z medsebojnim delovanjem talin z ogljikom. Aktivne kovine z ogljikom tvorijo stehiometrične spojine:

4Al + 3C \u003d Al 4C3

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

2. Interakcija kovin z vodo.

Kovine reagirajo z vodo, ki ima bolj negativen potencial kot redoksni potencial vode.

Aktivne kovine aktivneje reagirajo z vodo in razgradijo vodo s sproščanjem vodika.

Na + 2H20 \u003d H2 + 2NaOH

Manj aktivne kovine počasi razgrajuje vodo in postopek je zaviran zaradi tvorbe netopnih snovi.

3. Interakcija kovin z raztopinami soli.

Takšna reakcija je možna, če je reakcijska kovina bolj aktivna kot v soli:

Zn + CuSO 4 \u003d Cu 0 ↓ + ZnSO 4

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

Kovina z bolj negativnim ali manj pozitivnim potencialom standardne elektrode izpodrine drugo kovino iz raztopine soli.

4. Interakcija kovin z raztopinami alkalij.

Kovine, ki dajejo amfoterne hidrokside ali imajo visoko stopnjo oksidacije v prisotnosti močnih oksidantov, lahko medsebojno delujejo z alkalijami. Ko kovine sodelujejo z raztopinami alkalij, je voda oksidacijsko sredstvo.

Primer:

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e \u003d 2-oksidacija

Zn 0 - redukcijsko sredstvo

1 2H 2 O + 2e \u003d H 2 + 2OH - zmanjšanje

H 2 O - oksidativno sredstvo

Zn + 4OH - + 2H 2 O \u003d 2- + 2OH - + H 2

Kovine z visokimi stopnjami oksidacije lahko med taljenjem delujejo z alkalijami:

4Nb + 5O 2 + 12KOH \u003d 4K 3 NbO 4 + 6H 2 O

5. Interakcija kovin s kislinami.

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

Po svoji aktivnosti kovine običajno delimo na aktivne, srednje aktivne in nizkoaktivne.

Kisline običajno delimo v 2 skupini:

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

Skupina II - kisline z visoko oksidacijsko sposobnostjo: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (razredčeno), HNO 3 (konc.). V teh kislinah so kislinski anioni oksidanti:. Izdelki za redukcijo anionov so lahko zelo raznoliki in so odvisni od aktivnosti kovine.

H 2 S - z aktivnimi kovinami

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

SO 2 - z nizkoaktivnimi kovinami

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

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

NE - z nizko aktivnimi kovinami

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

Če imajo kovine spremenljivo valenco, potem kovine s kislinami skupine I dobijo najnižje pozitivno oksidacijsko stanje: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Pri interakciji s kislinami skupine II je stanje oksidacije +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+, medtem ko se vodik nikoli ne sprosti.

Nekatere kovine (Fe, Cr, Al, Ti, Ni itd.) V raztopinah močnih kislin, ki se oksidirajo, se pokrijejo z gostim oksidnim filmom, ki kovino zaščiti pred nadaljnjim raztapljanjem (pasivizacijo), toda ko se segreje, oksid film se raztopi in reakcija nadaljuje.

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

Struktura kovinskih atomov ne določa samo značilnosti fizične lastnosti preproste snovi - kovine, pa tudi njihove skupne kemijske lastnosti.

Z veliko raznolikostjo so vse kemične reakcije kovin redoks reakcije in so lahko samo dve vrsti: spojine in substitucije. Kovine so sposobne kemijske reakcije donirajo elektrone, to pomeni, da so reduktorji, da v nastalih spojinah pokažejo le pozitivno oksidacijsko stanje.

IN splošni pogled to lahko izrazimo s shemo:
Ме 0 - ne → Me + n,
kjer je Me kovina - preprosta snov, Me 0 + n pa kovina kemični element v povezavi.

Kovine lahko valentne elektrone donirajo nekovinskim atomom, vodikovim ionom, ionom drugih kovin in bodo zato reagirale z nekovinami - preprostimi snovmi, vodo, kislinami, solmi. Vendar je zmanjšana sposobnost kovin drugačna. Sestava produktov reakcije kovin z različnimi snovmi je odvisna tudi od oksidacijske sposobnosti snovi in \u200b\u200bpogojev, pod katerimi reakcija poteka.

Pri visokih temperaturah večina kovin gori v kisiku:

2Mg + O2 \u003d 2MgO

V teh pogojih se ne oksidirajo le zlato, srebro, platina in nekatere druge kovine.

Mnoge kovine reagirajo s halogeni brez segrevanja. Na primer, aluminijev prah v mešanju z bromom vžge:

2Al + 3Br 2 \u003d 2AlBr 3

Ko kovine sodelujejo z vodo, v nekaterih primerih nastanejo hidroksidi. V normalnih pogojih alkalne kovine, pa tudi kalcij, stroncij, barij, zelo aktivno komunicirajo z vodo. Shema te reakcije na splošno izgleda takole:

Ме + HOH → Me (OH) n + H 2

Druge kovine reagirajo z vodo pri segrevanju: magnezij, ko zavre, železo v vodni pari, ko zavre rdeče. V teh primerih se dobijo kovinski oksidi.

Če kovina reagira s kislino, je del nastale soli. Ko je kovina v interakciji s kislinskimi raztopinami, jo lahko oksidirajo vodikovi ioni, prisotni v tej raztopini. Okrajšano ionsko enačbo v splošni obliki lahko zapišemo na naslednji način:

Me + nH + → Me n + + H2

Anioni kislin, ki vsebujejo kisik, kot so koncentrirane žveplove in dušikove kisline, imajo močnejše oksidativne lastnosti kot vodikovi ioni. Zato tiste kovine, ki jih vodikovi ioni niso sposobni oksidirati, reagirajo s temi kislinami, na primer z bakrom in srebrom.

Ko kovine sodelujejo s solmi, pride do substitucijske reakcije: elektroni iz atomov substituirajoče - bolj aktivne kovine prehajajo na ione substituirane - manj aktivne kovine. Nato mreža nadomešča kovino s kovino v soli. Te reakcije niso reverzibilne: če kovina A izpodrine kovino B iz raztopine soli, kovina B ne bo izpodrinila kovine A iz raztopine soli.

V padajočem vrstnem redu kemijske aktivnosti, ki se kaže v reakcijah izpodrivanja kovin med seboj iz vodnih raztopin njihovih soli, se kovine nahajajo v elektrokemičnem nizu napetosti (aktivnosti) kovin:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Kovine, ki se nahajajo levo v tej vrstici, so bolj aktivne in lahko nadomestijo naslednje kovine iz solnih raztopin.

Vodik je vključen v elektrokemični niz napetostnih kovin kot edina nekovina, ki ima skupno lastnost s kovinami - tvoriti pozitivno nabite ione. Zato vodik nadomesti nekatere kovine v njihovih soli, sam pa jih lahko nadomesti veliko kovin v kislinah, na primer:

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

Kovine v elektrokemičnem nizu napetosti do vodika ga izpodrinejo iz raztopin številnih kislin (klorovodikova, žveplova itd.) In vse tiste, ki mu sledijo, na primer baker, ne izpodrinejo.

spletnem mestu s popolnim ali delnim kopiranjem gradiva potrebna povezava do vira.

Namen dela:praktično se seznaniti z značilnimi kemičnimi lastnostmi kovin različnih dejavnosti in njihovih spojin; preučiti značilnosti kovin z amfoternimi lastnostmi. redoks reakcije se izenačijo z metodo elektronsko-ionske bilance.

Teoretični del

Fizikalne lastnosti kovin. V normalnih pogojih so vse kovine, razen živega srebra, trdne snovi, ki se močno razlikujejo po stopnji trdote. Kovine, ki so prvovrstni vodniki, imajo visoko električno in toplotno prevodnost. Te lastnosti so povezane s strukturo kristalne rešetke, v vozliščih katere so kovinski ioni, med katerimi se gibljejo prosti elektroni. Prenos električne energije in toplote nastane zaradi gibanja teh elektronov.

Kemijske lastnosti kovin ... Vse kovine so reduktorji, tj. v kemijskih reakcijah izgubijo elektrone in se spremenijo v pozitivno nabite ione. Posledično večina kovin reagira s tipičnimi oksidanti, na primer kisikom, in tvori okside, ki površino kovin v večini primerov pokrijejo z gosto plastjo.

Mg ° + O 2 ° \u003d 2 mg +2 O- 2

Mg-2 \u003d Mg +2

O 2 +4 \u003d 20 ° -2

Zmanjševalna aktivnost kovin v raztopinah je odvisna od položaja kovine v nizu napetosti ali od vrednosti potenciala kovinske elektrode (tabela) Nižja kot je vrednost potenciala elektrode, ki jo ima določena kovina, bolj aktivno reducirno sredstvo je. Vse kovine lahko razdelimo na 3 skupine :

Aktivne kovine - od začetka niza napetosti (tj. od Li) do Mg;

Kovine srednje aktivnosti od Mg do H;

Nizkoaktivne kovine - od H do konca napetostne serije (do Au).

Kovine 1. skupine sodelujejo z vodo (to vključuje predvsem alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine); reakcijski produkti so hidroksidi ustreznih kovin in vodika, na primer:

2K ° + 2N 2 O \u003d 2KON + H 2 O

K ° -\u003d K + | 2

2H + +2 \u003d H 2 0 | 1

Interakcija kovin s kislinami

Vse anoksične kisline (klorovodikova HCl, bromovodikova HBr itd.), Pa tudi nekatere kisline, ki vsebujejo kisik (razredčene žveplova kislina H 2 SO 4, fosforni H 3 PO 4, ocetni CH 3 COOH itd.) Reagirajo s kovinami skupin 1 in 2 in stojijo v vrsti napetosti do vodika. V tem primeru nastane ustrezna sol in sprosti se vodik:

Zn+ H 2 Torej 4 = ZnSO 4 + H 2

Zn 0 -2 = Zn 2+ | 1

2H + +2 \u003d H 2 ° | eno

Koncentrirana žveplova kislina oksidira kovine iz skupin 1, 2 in delno iz 3. skupine (do vključno Ag), medtem ko se reducira na SO 2 - brezbarven plin z ostrim vonjem, prostega žvepla, ki se obori kot bela oborina ali vodikov sulfid H 2 S - plin z gnitim jajčecem. Bolj ko je kovina aktivna, več je žvepla, na primer:

| 1

| 8

Dušikova kislina katere koli koncentracije oksidira skoraj vse kovine in tako tvori nitrat ustrezne kovine, vode in redukcijskega produkta N +5 (NO 2 je rjav plin z ostrim vonjem, NO je brezbarven plin z ostrim vonjem, N 2 O je plin z narkotičnim vonjem, N 2 - plin brez vonja, NH 4 NO 3 - brezbarvna raztopina). Bolj aktivna je kovina in bolj razredčena je kislina, bolj se dušik zmanjša v dušikovi kislini.

Medsebojno delovanje z alkalijami amfoterno kovine, ki spadajo predvsem v skupino 2 (Zn, Be, Al, Sn, Pb itd.). Reakcija poteka z zlitjem kovin z alkalijo:

Pb+2 NaOH= Na 2 PbO 2 + H 2

Pb 0 -2 = Pb 2+ | 1

2H + +2 \u003d H 2 ° | eno

ali pri interakciji z močno raztopino alkalij:

Bodi + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Bodi ° -2\u003d Bodi +2 | 1

Amfoterne kovine tvorijo amfoterne okside in s tem amfoterne hidrokside (v interakciji s kislinami in alkalijami, da tvorijo sol in vodo), na primer:

ali v ionski obliki:

Praktični del

Izkušnja številka 1.Interakcija kovin z vodo .

Vzemite majhen kos alkalijske ali zemeljskoalkalijske kovine (natrij, kalij, litij, kalcij), ki ga shranite v kozarcu s petrolejem, temeljito posušite s filtrirnim papirjem in dodajte v porcelansko skodelico, napolnjeno z vodo. Na koncu poskusa dodajte nekaj kapljic fenolftaleina in določite gojišče nastale raztopine.

Ko magnezij komunicira z vodo, reakcijsko cev nekaj časa segrevajte na alkoholni žarnici.

Izkušnja številka 2.Interakcija kovin z razredčenimi kislinami .

V tri epruvete vlijemo 20-25 kapljic 2N raztopine klorovodikove, žveplove in dušikove kisline. V vsako cev potopite kovine v obliki žice, kosov ali ostružkov. Opazujte pojave, ki se dogajajo. Segrejte epruvete, v katerih se na alkoholni žarnici nič ne zgodi, dokler se reakcija ne začne. Nežno povohajte cev dušikove kisline, da določite izpuščeni plin.

Izkušnja številka 3.Interakcija kovin s koncentriranimi kislinami .

V dve epruveti nalijte 20 - 25 kapljic koncentrirane dušikove in žveplove kisline (previdno!), Potopite kovino vanje, opazujte, kaj se dogaja. Po potrebi lahko epruvete pred začetkom reakcije ogrejemo na alkoholni žarnici. Nežno povohajte epruvete, da določite nastale pline.

Izkušnja številka 4.Interakcija kovin z alkalijami .

V epruveto vlijemo 20-30 kapljic koncentrirane raztopine alkalij (KOH ali NaOH), dodamo kovino. Cev nekoliko ogrejte. Pazi, kaj se dogaja.

Izkušnje№5. Prejemanje in lastnosti kovinski hidroksidi.

V epruveto vlijemo 15-20 kapljic soli ustrezne kovine, dodajamo alkalijo, dokler ne nastane oborina. Sediment razdelite na dva dela. V en del vlijte raztopino klorovodikove kisline, v drugega pa raztopino alkalij. Upoštevajte opažanja, pišite enačbe v molekularni, polni ionski in kratki ionski obliki, sklepajte o naravi pridobljenega hidroksida.

Papirologija in sklepi

Za redoks reakcije napišite enačbe elektronsko-ionske bilance, napišite ionsko-izmenjevalne reakcije v molekularni in ionsko-molekularni obliki.

V zaključkih napišite, kateri skupini dejavnosti (1, 2 ali 3) pripada kovina, ki ste jo preučevali, in katere lastnosti - osnovne ali amfoterne - kaže njen hidroksid. Utemeljite svoje sklepe.

Laboratorijske vaje št. 11

Predavanje 11. Kemijske lastnosti kovin.

Interakcija kovin s preprostimi oksidanti. Razmerje med kovinami in vodo, vodnimi raztopinami kislin, alkalij in soli. Vloga oksidnega filma in produktov oksidacije. Interakcija kovin z dušikovo in koncentrirano žveplovo kislino.

Kovine vključujejo vse s-, d-, f-elemente, pa tudi p-elemente, ki se nahajajo v spodnjem delu periodnega sistema od diagonale, narisane od bora do astatina. V preprostih snoveh teh elementov kovinska vez... Kovinski atomi imajo na zunaj malo elektronov elektronska lupina, v količini 1, 2 ali 3. Kovine imajo elektropozitivne lastnosti in imajo nizko elektronegativnost, manj kot dve.

Kovine so neločljivo povezane značilni znaki... To so trdne snovi, težje od vode, s kovinskim sijajem. Kovine imajo visoko toplotno in električno prevodnost. Zanje je značilna emisija elektronov pod delovanjem različnih zunanji vplivi: svetlobno obsevanje, segrevanje, ruptura (ekselektronska emisija).

Glavna značilnost kovin je njihova sposobnost doniranja elektronov atomom in ionom drugih snovi. Kovine so v veliki večini primerov reduktorji. In to je njihova značilna kemijska lastnost. Razmislite o razmerju kovin in tipičnih oksidantov, ki vključujejo preproste snovi - nekovine, vodo, kisline. Tabela 1 vsebuje informacije o razmerju kovin in enostavnih oksidantov.

Preglednica 1

Razmerje med kovinami in enostavnimi oksidanti

Vse kovine reagirajo s fluorom. Izjema so aluminij, železo, nikelj, baker, cink v odsotnosti vlage. Po reakciji s fluorom ti elementi sprva tvorijo fluoridne filme, ki ščitijo kovine pred nadaljnjo reakcijo.

Pod enakimi pogoji in razlogi se železo pasivizira z reakcijo s klorom. V zvezi s kisikom ne vse, ampak le številne kovine tvorijo goste zaščitne oksidne filme. Pri prehodu iz fluora v dušik (tabela 1) se oksidativna aktivnost zmanjša in zato vsa več kovine niso oksidirane. Na primer, z dušikom reagirajo le litijeve in zemeljskoalkalijske kovine.

Razmerje med kovinami in vodo in vodnimi raztopinami oksidantov.

IN vodne raztopine za redukcijsko aktivnost kovine je značilna vrednost njenega standardnega redoks potenciala. Med celo vrsto standardnih redoks potencialov ločimo številne kovinske napetosti, kar je prikazano v tabeli 2.

tabela 2

Vrsta stresnih kovin

Oksidativno sredstvo	Enačba elektrode	Standardni potencial elektrode φ 0, V	Reducir	Pogojna aktivnost reducentov
Li +	Li + + e - \u003d Li	-3,045	Li	Aktivno
Rb +	Rb + + e - \u003d Rb	-2,925	Rb	Aktivno
K +	K + + e - \u003d K	-2,925	K	Aktivno
Cs +	Cs + + e - \u003d Cs	-2,923	Cs	Aktivno
Ca 2+	Ca 2+ + 2e - \u003d Ca	-2,866	Ca	Aktivno
Na +	Na + + e - \u003d Na	-2,714	Na	Aktivno
Mg 2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	Mg	Aktivno
Al 3+	Al 3+ + 3e - \u003d Al	-1,662	Al	Aktivno
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - \u003d Ti	-1,628	Ti	Sre dejavnosti
Mn 2+	Mn 2+ + 2e - \u003d Mn	-1,180	Mn	Sre dejavnosti
Cr 2+	Cr 2+ + 2e - \u003d Cr	-0,913	Cr	Sre dejavnosti
H20	2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,826	H2, pH \u003d 14	Sre dejavnosti
Zn 2+	Zn 2+ + 2e - \u003d Zn	-0,763	Zn	Sre dejavnosti
Cr 3+	Cr 3+ + 3e - \u003d Cr	-0,744	Cr	Sre dejavnosti
Fe 2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	Sre dejavnosti
H20	2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,413	H2, pH \u003d 7	Sre dejavnosti
CD 2+	Cd 2+ + 2e - \u003d Cd	-0,403	CD	Sre dejavnosti
Co 2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	Co	Sre dejavnosti
Ni 2+	Ni 2+ + 2e - \u003d Ni	-0,225	Ni	Sre dejavnosti
Sn 2+	Sn 2+ + 2e - \u003d Sn	-0,136	Sn	Sre dejavnosti
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - \u003d Pb	-0,126	Pb	Sre dejavnosti
Fe 3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	Sre dejavnosti
H +	2H + + 2e - \u003d H2		H2, pH \u003d 0	Sre dejavnosti
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - \u003d Bi	0,215	Bi	Majhen aktiven
Cu 2+	Cu 2+ + 2e - \u003d Cu	0,337	Cu	Majhen aktiven
Cu +	Cu + + e - \u003d Cu	0,521	Cu	Majhen aktiven
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - \u003d Hg	0,788	Hg 2	Majhen aktiven
Ag +	Ag + + e - \u003d Ag	0,799	Ag	Majhen aktiven
Hg 2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	Hg	Majhen aktiven
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - \u003d Pt	1,2	Pt	Majhen aktiven
Au 3+	Au 3+ + 3e - \u003d Au	1,498	Au	Majhen aktiven
Au +	Au + + e - \u003d Au	1,691	Au	Majhen aktiven

Ta niz napetosti prikazuje tudi vrednosti potencialov elektrod vodikove elektrode v kislih (pH \u003d 0), nevtralnih (pH \u003d 7), alkalnih (pH \u003d 14) medijih. Položaj ene ali druge kovine v nizu napetosti je značilen za njeno sposobnost redoks interakcij v vodnih raztopinah pod standardnimi pogoji. Kovinski ioni so oksidanti, kovine pa so reduktorji. Bolj ko se kovina nahaja v nizu napetosti, močnejši so oksidanti v vodni raztopini njeni ioni. Bolj ko je kovina bližje začetku vrstice, močnejše je redukcijsko sredstvo.

Kovine se lahko izpodrivajo iz solnih raztopin. Smer reakcije je v tem primeru določena z njihovim relativnim položajem v nizu napetosti. Upoštevati je treba, da aktivne kovine izpodrivajo vodik ne samo iz vode, temveč tudi iz katere koli vodne raztopine. Zato pride do medsebojnega izpodrivanja kovin iz raztopin njihovih soli le pri kovinah, ki se nahajajo v vrsti napetosti po magneziju.

Vse kovine so razdeljene v tri običajne skupine, kar je razvidno iz naslednje tabele.

Preglednica 3

Konvencionalna delitev kovin

Interakcija z vodo.Vodikov ion je oksidant v vodi. Zato lahko vodo oksidiramo le tiste kovine, katerih standardni potencial elektrod je nižji od potenciala vodikovih ionov v vodi. Odvisno je od pH medija in je enako

φ \u003d -0,059рН.

V nevtralnem okolju (pH \u003d 7) je φ \u003d -0,41 V. Narava interakcije kovin z vodo je predstavljena v tabeli 4.

Kovine z začetka serije, ki imajo potencial veliko bolj negativen kot -0,41 V, izpodrivajo vodik iz vode. Toda že magnezij izpodriva vodik samo iz vroče vode. Običajno kovine, ki se nahajajo med magnezijem in svincem, ne izpodrivajo vodika iz vode. Na površini teh kovin nastanejo oksidni filmi, ki delujejo zaščitno.

Preglednica 4

Interakcija kovin z vodo v nevtralnem okolju

Interakcija kovin s klorovodikovo kislino.

Oksidant v klorovodikova kislina je vodikov ion. Standardni potencial elektrode vodikovega iona je nič. Zato morajo vse aktivne kovine in kovine srednje aktivnosti reagirati s kislino. Pasivizacija se pojavi samo za svinec.

Preglednica 5

Interakcija kovin s klorovodikovo kislino

Baker je mogoče raztopiti v zelo koncentrirani klorovodikovi kislini, kljub temu da spada med nizkoaktivne kovine.

Interakcija kovin z žveplovo kislino je različna in je odvisna od njene koncentracije.

Interakcija kovin z razredčeno žveplovo kislino. Interakcija z razredčeno žveplovo kislino poteka na enak način kot s klorovodikovo kislino.

Preglednica 6

Interakcija kovin z razredčeno žveplovo kislino

Razredčena žveplova kislina oksidira s svojim vodikovim ionom. V interakciji je s tistimi kovinami, katerih potencial elektrod je nižji od potenciala vodika. Svinec se v žveplovi kislini ne raztopi pri koncentraciji pod 80%, saj je sol PbSO 4, ki nastane med interakcijo svinca z žveplovo kislino, netopna in na površini kovine ustvarja zaščitni film.

Interakcija kovin s koncentrirano žveplovo kislino.

V koncentrirani žveplovi kislini žveplo v +6 stopnji oksidacije deluje kot oksidacijsko sredstvo. Je del sulfatnega iona SO 4 2-. Zato koncentrirana kislina oksidira vse kovine, katerih standardni potencial elektrod je nižji od potenciala oksidacije. Najvišja vrednost elektrodnega potenciala v elektrodnih procesih, pri katerih sulfatni ion sodeluje kot oksidant, je 0,36 V. Posledično nekatere kovine z nizko aktivnostjo reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino.

Pri kovinah s srednjo aktivnostjo (Al, Fe) pride do pasivizacije zaradi tvorbe gostih oksidnih filmov. Kositer se oksidira v tetravalentno stanje s tvorbo kositrovega (IV) sulfata:

Sn + 4 H 2 SO 4 (konc.) \u003d Sn (SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

Tabela 7

Interakcija kovin s koncentrirano žveplovo kislino

Svinec se oksidira v dvovalentno stanje in tvori topni svinčev hidrogen sulfat. Živo srebro se raztopi v vroči koncentrirani žveplovi kislini in tvori živosrebrni (I) in živosrebrni (II) sulfat. Tudi srebro se raztopi v vreli koncentrirani žveplovi kislini.

Upoštevati je treba, da bolj ko je kovina aktivna, globlja je stopnja zmanjšanja žveplove kisline. Pri aktivnih kovinah se kislina v glavnem reducira v vodikov sulfid, čeprav so prisotni tudi drugi proizvodi. na primer

Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20;

3Zn + 4H2S04 \u003d 3ZnSO4 + S + 4H2O;

4Zn + 5H2SO4 \u003d 4ZnSO4 \u003d 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Interakcija kovin z razredčeno dušikovo kislino.

V dušikovi kislini dušik v +5 stopnji oksidacije deluje kot oksidacijsko sredstvo. Največja vrednost potenciala elektrode za nitratni ion razredčene kisline kot oksidacijske snovi je 0,96 V. velikega pomena, dušikova kislina je močnejše oksidativno sredstvo kot žveplova kislina. To je razvidno iz dejstva, da dušikova kislina oksidira srebro. Kislina se zmanjša, globlje, aktivnejša je kovina in bolj razredčena kislina.

Preglednica 8

Interakcija kovin z razredčeno dušikovo kislino

Interakcija kovin s koncentrirano dušikovo kislino.

Koncentrirana dušikova kislina se običajno reducira v dušikov dioksid. Interakcija koncentrirane dušikove kisline s kovinami je predstavljena v tabeli 9.

Kadar kislino uporabljamo v pomanjkanju in brez mešanja, jo aktivne kovine reducirajo v dušik, kovine s srednjo aktivnostjo pa v ogljikov monoksid.

Preglednica 9

Interakcija koncentrirane dušikove kisline s kovinami

Interakcija kovin z raztopinami alkalij.

Kovin ni mogoče oksidirati z alkalijami. To je zato, ker so alkalijske kovine močna reducent. Zato so njihovi ioni najšibkejša oksidacijska sredstva in v vodnih raztopinah ne kažejo oksidacijskih lastnosti. Vendar se v prisotnosti alkalij oksidativni učinek vode kaže v večji meri kot v njihovi odsotnosti. Zaradi tega se v alkalnih raztopinah kovine oksidirajo z vodo, da nastanejo hidroksidi in vodik. Če sta oksid in hidroksid amfoterni spojini, se raztopita v alkalni raztopini. Kot rezultat, pasivno v čisto vodo kovine močno vplivajo na raztopine alkalij.

Preglednica 10

Interakcija kovin z raztopinami alkalij

Postopek raztapljanja je predstavljen v dveh fazah: oksidacija kovine z vodo in raztapljanje hidroksida:

Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 + H2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.