Metallide ühendid veega. Metallid: metallide ja sulamite üldised omadused. IV. Vähemaktiivsete metallide väljatõrjumine aktiivsemate metallide poolt nende soolade lahustest

Metallide all mõeldakse elementide rühma, mis on esitatud kõige lihtsamate ainete kujul. Neil on iseloomulikud omadused, nimelt kõrge elektri- ja soojusjuhtivus, positiivne temperatuuritakistustegur, kõrge elastsus ja metalliline läige.

Pange tähele, et 118 seni avastatud keemilisest elemendist peaksid metallid sisaldama:

• leelismuldmetallide rühmas 6 elementi;
• leelismetallide hulgas 6 elementi;
• siirdemetallide hulgas 38;
• kergmetallide rühmas 11;
• poolmetallide hulgas 7 elementi,
• 14 lantaniidide ja lantaani hulgast,
• 14 aktiniidide ja aktiiniumite rühmas,
• Väljaspool määratlust on berüllium ja magneesium.

Selle põhjal kuulub metallide hulka 96 elementi. Vaatame lähemalt, millega metallid reageerivad. Kuna enamikul metallidel on välisel elektroonilisel tasandil väike arv elektrone 1 kuni 3, võivad nad enamikus nende reaktsioonides toimida redutseerivatena (st nad loovutavad oma elektronid teistele elementidele).

Reaktsioonid kõige lihtsamate elementidega

• Lisaks kullale ja plaatinale reageerivad hapnikuga absoluutselt kõik metallid. Pange tähele ka seda, et reaktsioon toimub hõbedaga kõrgel temperatuuril, kuid hõbe(II)oksiid ei moodustu normaaltemperatuuril. Sõltuvalt metalli omadustest tekivad hapnikuga reageerimise tulemusena oksiidid, superoksiidid ja peroksiidid.

Siin on näited iga keemilise koostise kohta:

1. liitiumoksiid - 4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O;
2. kaalium superoksiid - K + O 2 \u003d KO 2;
3. naatriumperoksiid - 2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Peroksiidist oksiidi saamiseks tuleb seda redutseerida sama metalliga. Näiteks Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O. Väheaktiivsete ja keskmiste metallide puhul toimub sarnane reaktsioon ainult kuumutamisel, näiteks: 3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

• Metallid võivad lämmastikuga reageerida ainult aktiivsete metallidega, kuid toatemperatuuril saab suhelda ainult liitium, moodustades nitriide - 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N, kuid kuumutamisel toimub selline keemiline reaktsioon 2Al + N 2 \u003d 2AlN , 3Ca + N2 = Ca3N2.
• Väävliga, aga ka hapnikuga reageerivad absoluutselt kõik metallid, välja arvatud kuld ja plaatina. Pange tähele, et raud võib suhelda ainult väävliga kuumutamisel, moodustades sulfiidi: Fe+S=FeS
• Vesinikuga saavad reageerida ainult aktiivsed metallid. Nende hulka kuuluvad IA ja IIA rühma metallid, välja arvatud berüllium. Selliseid reaktsioone saab läbi viia ainult kuumutamisel, moodustades hüdriide.

  Kuna vesiniku oksüdatsiooniastet peetakse 1, siis metallid toimivad sel juhul redutseerijatena: 2Na + H 2 \u003d 2NaH.

• Kõige aktiivsemad metallid reageerivad ka süsinikuga. Selle reaktsiooni tulemusena tekivad atsetüleniidid või metaniidid.

Mõelge, millised metallid reageerivad veega ja mida nad selle reaktsiooni tulemusena annavad? Atsetüleenid annavad veega interakteerudes atsetüleeni ja metaani saadakse vee ja metaniidide reaktsiooni tulemusena. Siin on näited nendest reaktsioonidest:

1. Atsetüleen - 2Na + 2C \u003d Na 2 C 2;
2. Metaan - Na 2 C 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + C 2 H 2.

Hapete reaktsioon metallidega

Ka metallid hapetega võivad reageerida erinevalt. Kõigi hapetega reageerivad vesinikuga ainult need metallid, mis on metallide elektrokeemilise aktiivsuse jadas.

Toome näite asendusreaktsioonist, mis näitab, millega metallid reageerivad. Teisel viisil nimetatakse sellist reaktsiooni redoksreaktsiooniks: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 ^.

Mõned happed võivad suhelda ka metallidega, mis on pärast vesinikku: Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O.

Pange tähele, et selline lahjendatud hape võib reageerida metalliga vastavalt järgmisele klassikalisele skeemile: Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 ^.

Metallide keemilised omadused: interaktsioon hapniku, halogeenide, väävliga ja seos veega, hapetega, sooladega.

Metallide keemilised omadused tulenevad nende aatomite võimest kergesti loovutada elektrone väliselt energiatasemelt, muutudes positiivselt laetud ioonideks. Seega toimivad metallid keemilistes reaktsioonides energeetilise redutseerijana. See on nende peamine ühine keemiline omadus.

Võime loovutada elektrone üksikute metalliliste elementide aatomites on erinev. Mida kergemini metall oma elektronidest loobub, seda aktiivsem ta on ja seda jõulisemalt reageerib see teiste ainetega. Uurimistöö põhjal järjestati kõik metallid järjestikku vastavalt nende vähenevale aktiivsusele. Selle seeria pakkus esmakordselt välja silmapaistev teadlane N. N. Beketov. Sellist metallide aktiivsuse jada nimetatakse ka metallide nihkereaks või metallide pingete elektrokeemiliseks jadaks. See näeb välja selline:

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

Seda seeriat kasutades saate teada, milline metall on teise aktiivne. See seeria sisaldab vesinikku, mis ei ole metall. Selle nähtavaid omadusi võetakse võrdluseks omamoodi nulliks.

Omades redutseerivate ainete omadusi, reageerivad metallid erinevate oksüdeerivate ainetega, eelkõige mittemetallidega. Metallid reageerivad hapnikuga normaalsetes tingimustes või kuumutamisel, moodustades oksiide, näiteks:

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

Selles reaktsioonis magneesiumiaatomid oksüdeeritakse ja hapnikuaatomid redutseeritakse. Rea lõpus olevad väärismetallid reageerivad hapnikuga. Reaktsioonid halogeenidega toimuvad aktiivselt, näiteks vase põlemine klooris:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reaktsioonid väävliga tekivad kõige sagedamini kuumutamisel, näiteks:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Mg-s sisalduvate metallide aktiivsussarjas olevad aktiivsed metallid reageerivad veega, moodustades leelised ja vesinik:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Keskmise aktiivsusega metallid Al-st H2-ni reageerivad veega raskemates tingimustes ja moodustavad oksiide ja vesinikku:

Pb0 + H+2O Metallide keemilised omadused: vastastikmõju hapnikuga Pb+2O + H02.

Metalli võime reageerida lahuses olevate hapete ja sooladega sõltub ka selle asukohast metallide nihkereas. Metallide nihkeseerias vesinikust vasakul asuvad metallid tõrjuvad (redutseerivad) tavaliselt vesinikku lahjendatud hapetest ja vesinikust paremal asuvad metallid seda välja ei tõrju. Seega reageerivad tsink ja magneesium happelahustega, vabastades vesiniku ja moodustades sooli, samas kui vask ei reageeri.

Mg0 + 2H + Cl → Mg + 2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Nendes reaktsioonides on metalliaatomid redutseerivad ained ja vesinikuioonid oksüdeerivad ained.

Metallid reageerivad vesilahustes olevate sooladega. Aktiivsed metallid tõrjuvad soolade koostisest välja vähemaktiivsed metallid. Seda saab määrata metallide aktiivsusrea põhjal. Reaktsiooniproduktid on uus sool ja uus metall. Niisiis, kui raudplaat on kastetud vask(II)sulfaadi lahusesse, paistab mõne aja pärast vask sellel punase katte kujul:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0 .

Kuid kui hõbeplaat kastetakse vask(II)sulfaadi lahusesse, siis reaktsiooni ei toimu:

Ag + CuSO4 ≠ .

Selliste reaktsioonide läbiviimiseks ei tohiks võtta liiga aktiivseid metalle (liitiumist naatriumini), mis on võimelised reageerima veega.

Seetõttu on metallid võimelised reageerima mittemetallide, vee, hapete ja sooladega. Kõigil neil juhtudel on metallid oksüdeerunud ja on redutseerijad. Metallidega seotud keemiliste reaktsioonide käigu ennustamiseks tuleks kasutada metallide nihkerida.

Metallidel on tehnoloogilised, füüsikalised, mehaanilised ja keemilised omadused. Füüsikalised hõlmavad värvi, elektrijuhtivust. Selle rühma omadused hõlmavad ka metalli soojusjuhtivust, sulatavust ja tihedust.

Mehaanilised omadused hõlmavad plastilisust, elastsust, kõvadust, tugevust, viskoossust.

Metallide keemilised omadused hõlmavad korrosioonikindlust, lahustuvust ja oksüdeeritavust.

Sellised omadused nagu "voolavus", karastatavus, keevitatavus, plastilisus on tehnoloogilised.

Füüsikalised omadused

1. Värv. Metallid ei lase valgust läbi iseennast ehk on läbipaistmatud. Peegeldunud valguses on igal elemendil oma toon – värv. Tehnilistest metallidest on värvi ainult vasel ja sellega seotud sulamitel. Ülejäänud elemente iseloomustab toon hõbevalgest hallist teraseni.
2. Sulatavus. See omadus näitab elemendi võimet temperatuuri mõjul tahkest ainest vedelasse olekusse minna. Sulatavust peetakse metallide kõige olulisemaks omaduseks. Kuumutamise käigus lähevad kõik tahkest olekust pärit metallid vedelasse olekusse. Sulaaine jahutamisel toimub vastupidine üleminek - vedelikust tahkesse olekusse.
3. Elektrijuhtivus. See omadus näitab võimet elektrit vabade elektronide abil üle kanda. Metallkehade elektrijuhtivus on tuhandeid kordi suurem kui mittemetallilistel. Temperatuuri tõustes elektrijuhtivus väheneb ja temperatuuri langedes vastavalt suureneb. Tuleb märkida, et sulamite elektrijuhtivus on alati madalam kui mis tahes metallil, millest sulam koosneb.
4. Magnetilised omadused. Selgelt magnetilised (ferromagnetilised) elemendid hõlmavad ainult koobaltit, niklit, rauda ja ka mitmeid nende sulameid. Kuid teatud temperatuurini kuumutamisel kaotavad need ained oma magnetilisuse. Üksikud rauasulamid toatemperatuuril ei ole ferromagnetilised.
5. Soojusjuhtivus. See omadus näitab võimet üle kanda soojust rohkem kuumenenud kehalt vähem kuumutatud kehale ilma selle koostises olevate osakeste nähtava liikumiseta. Kõrge soojusjuhtivuse tase võimaldab metallide ühtlast ja kiiret kuumutamist ja jahutamist. Tehniliste elementide hulgas on vasel kõrgeim näitaja.

Keemias on metallidel eraldi koht. Sobivate omaduste olemasolu võimaldab kasutada konkreetset ainet teatud piirkonnas.

Metallide keemilised omadused

1. Korrosioonikindlus. Korrosioon on aine hävimine elektrokeemilise või keemilise seose tagajärjel keskkonnaga. Kõige tavalisem näide on raua roostetamine. Korrosioonikindlus on paljude metallide üks olulisemaid looduslikke omadusi. Sellega seoses nimetatakse üllasiks selliseid aineid nagu hõbe, kuld, plaatina. Omab kõrget korrosioonikindlust Nikkel ja muud värvilised metallid hävivad kiiremini ja tugevamini kui värvilised metallid.
2. Oksüdeeritavus. See omadus näitab elemendi võimet reageerida O2-ga oksüdeerivate ainete mõjul.
3. Lahustuvus. Metallid, millel on vedelas olekus piiramatu lahustuvus, võivad tahkestamisel moodustada tahkeid lahuseid. Nendes lahendustes on ühe komponendi aatomid teise komponendi sisse lülitatud ainult teatud piirides.

Tuleb märkida, et metallide füüsikalised ja keemilised omadused on nende elementide üks peamisi omadusi.

Metallide koostoime lihtsate oksüdeerivate ainetega. Metallide ja vee suhe, hapete, leeliste ja soolade vesilahused. Oksiidkile ja oksüdatsiooniproduktide roll. Metallide interaktsioon lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhappega.

Metallid hõlmavad kõiki s-, d-, f-elemente, samuti p-elemente, mis asuvad perioodilisustabeli alumises osas alates diagonaalist, mis on tõmmatud boorist astatiini. Nende elementide lihtsates ainetes tekib metalliline side. Metalli aatomite välises elektronkihis on vähe elektrone, koguses 1, 2 või 3. Metallidel on elektropositiivsed omadused ja neil on madal elektronegatiivsus, alla kahe.

Metallidel on iseloomulikud omadused. Need on veest raskemad tahked ained, millel on metalliline läige. Metallidel on kõrge soojus- ja elektrijuhtivus. Neid iseloomustab elektronide emissioon erinevate välismõjude mõjul: kiiritamine valgusega, kuumutamisel, purunemisel (eksoelektrooniline emissioon).

Metallide peamine omadus on nende võime loovutada elektrone teiste ainete aatomitele ja ioonidele. Metallid on enamikul juhtudel redutseerijad. Ja see on neile iseloomulik keemiline omadus. Mõelge metallide ja tüüpiliste oksüdeerivate ainete suhtele, mis hõlmavad lihtsaid aineid - mittemetalle, vett, happeid. Tabel 1 annab teavet metallide ja lihtsate oksüdeerivate ainete suhte kohta.

Tabel 1

Metallide ja lihtsate oksüdeerivate ainete suhe

Kõik metallid reageerivad fluoriga. Erandiks on niiskuse puudumisel alumiinium, raud, nikkel, vask, tsink. Need elemendid moodustavad fluoriga reageerides algselt fluoriidkiled, mis kaitsevad metalle edasise reaktsiooni eest.

Samadel tingimustel ja põhjustel passiveeritakse raud reaktsioonis klooriga. Seoses hapnikuga ei moodusta mitte kõik, vaid ainult mitmed metallid tihedaid oksiidide kaitsekilesid. Fluorilt lämmastikule üleminekul (tabel 1) oksüdeeriv aktiivsus väheneb ja seetõttu ei oksüdeeru järjest suurem hulk metalle. Näiteks reageerivad lämmastikuga ainult liitium ja leelismuldmetallid.

Metallide ja vee ja oksüdeerivate ainete vesilahuste suhe.

Vesilahustes iseloomustab metalli redutseerivat aktiivsust selle standardse redokspotentsiaali väärtus. Kogu standardsete redokspotentsiaalide vahemikust eristatakse metallide pingete jada, mis on näidatud tabelis 2.

tabel 2

Rida pingemetallid

Oksüdeeriv aine	Elektroodide protsessi võrrand	Elektroodi standardpotentsiaal φ 0, V	Redutseeriv aine	Redutseerivate ainete tingimuslik aktiivsus
Li +	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Aktiivne
Rb+	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Aktiivne
K+	K + + e - = K	-2,925	K	Aktiivne
Cs +	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Aktiivne
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Ca	Aktiivne
Na+	Na + + e - = Na	-2,714	Na	Aktiivne
Mg2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	mg	Aktiivne
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Aktiivne
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	kolmap tegevust
Mn2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	kolmap tegevust
Cr2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Kr	kolmap tegevust
H2O	2H 2O+ 2e - \u003d H2 + 2OH -	-0,826	H2, pH = 14	kolmap tegevust
Zn2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	kolmap tegevust
Cr3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Kr	kolmap tegevust
Fe2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	kolmap tegevust
H2O	2H 2O + e - \u003d H2 + 2OH -	-0,413	H2, pH = 7	kolmap tegevust
CD 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	CD	kolmap tegevust
Co2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	co	kolmap tegevust
Ni2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	kolmap tegevust
sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	sn	kolmap tegevust
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	kolmap tegevust
Fe3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	kolmap tegevust
H+	2H++2e- =H2		H2, pH = 0	kolmap tegevust
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Väike aktiivne
Cu2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Väike aktiivne
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Väike aktiivne
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Väike aktiivne
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Väike aktiivne
Hg2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	hg	Väike aktiivne
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Väike aktiivne
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Väike aktiivne
Au +	Au++e-=Au	1,691	Au	Väike aktiivne

Selles pingereas on toodud ka vesinikelektroodi elektroodipotentsiaalide väärtused happelises (рН=0), neutraalses (рН=7), leeliselises (рН=14) keskkonnas. Konkreetse metalli positsioon pingete seerias iseloomustab selle võimet redokseerida interaktsioone vesilahustes standardtingimustes. Metalliioonid on oksüdeerivad ained ja metallid redutseerijad. Mida kaugemal metall pingereas paikneb, seda tugevamad on oksüdeerija vesilahuses selle ioonid. Mida lähemal on metall rea algusele, seda tugevam on redutseerija.

Metallid suudavad üksteist soolalahustest välja tõrjuda. Reaktsiooni suuna määrab sel juhul nende vastastikune asend pingereas. Tuleb meeles pidada, et aktiivsed metallid tõrjuvad vesinikku välja mitte ainult veest, vaid ka mis tahes vesilahusest. Seetõttu toimub metallide vastastikune nihkumine nende soolade lahustest ainult nende metallide puhul, mis asuvad pingereas pärast magneesiumi.

Kõik metallid on jagatud kolme tingimuslikku rühma, mis kajastub järgmises tabelis.

Tabel 3

Metallide tinglik jaotus

Koostoime veega. Oksüdeeriv aine vees on vesinikuioon. Seetõttu saab vesi oksüdeerida ainult neid metalle, mille standardsed elektroodipotentsiaalid on madalamad kui vees olevate vesinikioonide potentsiaal. See sõltub söötme pH-st ja on

φ \u003d -0,059 pH.

Neutraalses keskkonnas (рН=7) φ = -0,41 V. Metallide ja veega interaktsiooni olemus on toodud tabelis 4.

Seeria algusest pärit metallid, mille potentsiaal on palju negatiivsem kui -0,41 V, tõrjuvad veest välja vesiniku. Kuid juba magneesium tõrjub vesinikku välja ainult kuumast veest. Tavaliselt ei tõrju magneesiumi ja plii vahel asuvad metallid veest välja vesinikku. Nende metallide pinnale moodustuvad oksiidkiled, millel on kaitsev toime.

Tabel 4

Metallide interaktsioon veega neutraalses keskkonnas

Metallide koostoime vesinikkloriidhappega.

Vesinikkloriidhappe oksüdeerija on vesinikuioon. Vesinikuiooni standardne elektroodipotentsiaal on null. Seetõttu peavad kõik aktiivsed metallid ja keskmise aktiivsusega metallid happega reageerima. Ainult plii näitab passiivsust.

Tabel 5

Metallide koostoime vesinikkloriidhappega

Vask võib lahustuda väga kontsentreeritud vesinikkloriidhappes, hoolimata asjaolust, et see kuulub madala aktiivsusega metallide hulka.

Metallide koostoime väävelhappega toimub erinevalt ja sõltub selle kontsentratsioonist.

Metallide reaktsioon lahjendatud väävelhappega. Koostoime lahjendatud väävelhappega toimub samamoodi nagu vesinikkloriidhappega.

Tabel 6

Metallide reaktsioon lahjendatud väävelhappega

Lahjendatud väävelhape oksüdeerub oma vesinikuiooniga. See interakteerub nende metallidega, mille elektroodide potentsiaalid on madalamad kui vesinikul. Plii ei lahustu väävelhappes kontsentratsioonil alla 80%, kuna plii ja väävelhappe vastasmõjul tekkiv PbSO 4 sool on lahustumatu ja tekitab metalli pinnale kaitsekile.

Metallide interaktsioon kontsentreeritud väävelhappega.

Kontsentreeritud väävelhappes toimib oksüdatsiooniastmes +6 väävel oksüdeeriva ainena. See on osa sulfaadioonist SO 4 2-. Seetõttu oksüdeerib kontsentreeritud hape kõiki metalle, mille elektroodi standardpotentsiaal on väiksem kui oksüdeerival ainel. Elektroodi potentsiaali suurim väärtus elektroodiprotsessides, milles oksüdeeriva ainena kasutatakse sulfaadiooni, on 0,36 V. Selle tulemusena reageerivad mõned madala aktiivsusega metallid ka kontsentreeritud väävelhappega.

Keskmise aktiivsusega metallide (Al, Fe) puhul toimub passiveerimine tihedate oksiidkilede moodustumise tõttu. Tina oksüdeeritakse neljavalentsesse olekusse tina(IV)sulfaadi moodustumisega:

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

Tabel 7

Metallide interaktsioon kontsentreeritud väävelhappega

Plii oksüdeerub lahustuva pliivesiniksulfaadi moodustumisega kahevalentsesse olekusse. Elavhõbe lahustub kuumas kontsentreeritud väävelhappes, moodustades elavhõbe (I) ja elavhõbe (II) sulfaadid. Isegi hõbe lahustub keevas kontsentreeritud väävelhappes.

Tuleb meeles pidada, et mida aktiivsem on metall, seda sügavam on väävelhappe redutseerimise aste. Aktiivsete metallide korral redutseeritakse hape peamiselt vesiniksulfiidiks, kuigi esineb ka muid tooteid. näiteks

Zn + 2H 2SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;

4Zn + 5H 2SO 4 \u003d 4ZnSO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Metallide koostoime lahjendatud lämmastikhappega.

Lämmastikhappes toimib +5 oksüdatsiooniastmes lämmastik oksüdeeriva ainena. Lahjendatud happe nitraadiiooni elektroodipotentsiaali maksimaalne väärtus oksüdeerijana on 0,96 V. Nii suure väärtuse tõttu on lämmastikhape tugevam oksüdeerija kui väävelhape. See ilmneb sellest, et lämmastikhape oksüdeerib hõbedat. Hape redutseeritakse, mida sügavamale, seda aktiivsem on metall ja seda lahjendatud on hape.

Tabel 8

Metallide reaktsioon lahjendatud lämmastikhappega

Metallide koostoime kontsentreeritud lämmastikhappega.

Kontsentreeritud lämmastikhape redutseeritakse tavaliselt lämmastikdioksiidiks. Kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime metallidega on toodud tabelis 9.

Kui hapet kasutatakse defitsiidis ja segamata, redutseerivad aktiivsed metallid selle lämmastikuks ja keskmise aktiivsusega metallid süsinikmonooksiidiks.

Tabel 9

Kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime metallidega

Metallide koostoime leeliselahustega.

Metalle ei saa leelised oksüdeerida. See on tingitud asjaolust, et leelismetallid on tugevad redutseerijad. Seetõttu on nende ioonid kõige nõrgemad oksüdeerivad ained ja neil ei ole vesilahustes oksüdeerivaid omadusi. Leeliste juuresolekul avaldub aga vee oksüdeeriv toime suuremal määral kui nende puudumisel. Tänu sellele oksüdeeritakse leeliselistes lahustes metallid vee toimel, moodustades hüdroksiide ja vesinikku. Kui oksiid ja hüdroksiid on amfoteersed ühendid, lahustuvad nad leeliselises lahuses. Selle tulemusena interakteeruvad puhtas vees passiivsed metallid jõuliselt leeliselahustega.

Tabel 10

Metallide koostoime leeliselahustega

Lahustumisprotsess on esitatud kahes etapis: metalli oksüdeerimine veega ja hüdroksiidi lahustamine:

Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.

Metallid on oma keemilise aktiivsuse poolest väga erinevad. Metalli keemilist aktiivsust saab ligikaudselt hinnata selle asukoha järgi.

Kõige aktiivsemad metallid asuvad selle rea alguses (vasakul), kõige passiivsemad - lõpus (paremal).
Reaktsioonid lihtainetega. Metallid reageerivad mittemetallidega, moodustades kahekomponentseid ühendeid. Reaktsioonitingimused ja mõnikord ka nende saadused on erinevate metallide puhul väga erinevad.
Näiteks leelismetallid reageerivad toatemperatuuril aktiivselt hapnikuga (sealhulgas õhu koostises), moodustades oksiide ja peroksiide.

4Li + O2 = 2Li20;
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Keskmise aktiivsusega metallid reageerivad kuumutamisel hapnikuga. Sel juhul moodustuvad oksiidid:

2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.

Mitteaktiivsed metallid (näiteks kuld, plaatina) ei reageeri hapnikuga ega muuda seetõttu praktiliselt oma sära õhus.
Enamik metalle moodustab väävlipulbriga kuumutamisel vastavad sulfiidid:

Reaktsioonid keeruliste ainetega. Kõikide klasside ühendid reageerivad metallidega - oksiidid (kaasa arvatud vesi), happed, alused ja soolad.
Aktiivsed metallid reageerivad toatemperatuuril ägedalt veega:

2Li + 2H2O \u003d 2LiOH + H2;
Ba + 2H 2O \u003d Ba (OH) 2 + H2.

Näiteks metallide, nagu magneesium ja alumiinium, pind on kaitstud vastava oksiidi tiheda kilega. See hoiab ära reaktsiooni veega. Kui aga see kile eemaldada või selle terviklikkust rikutakse, siis reageerivad ka need metallid aktiivselt. Näiteks pulbriline magneesium reageerib kuuma veega:

Mg + 2H 2 O = 100 ° C Mg (OH) 2 + H 2.

Kõrgendatud temperatuuril reageerivad veega ka vähemaktiivsed metallid: Zn, Fe, Mil jne. Sel juhul tekivad vastavad oksiidid. Näiteks kui veeaur juhitakse üle kuumade raudlaastude, toimub järgmine reaktsioon:

3Fe + 4H2O \u003d t Fe3O4 + 4H2.

Aktiivsusereas kuni vesiniku metallid reageerivad hapetega (va HNO 3), moodustades soolasid ja vesinikku. Aktiivsed metallid (K, Na, Ca, Mg) reageerivad happelahustega väga ägedalt (suurel kiirusel):

Ca + 2HCl \u003d CaCl2 + H2;
2Al + 3H 2SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Mitteaktiivsed metallid on sageli hapetes praktiliselt lahustumatud. Selle põhjuseks on lahustumatu soolakile moodustumine nende pinnale. Näiteks plii, mis on aktiivsusreas kuni vesinikuni, praktiliselt ei lahustu lahjendatud väävel- ja vesinikkloriidhappes, kuna selle pinnale tekib lahustumatute soolade (PbSO 4 ja PbCl 2) kile.

Hääletamiseks peab JavaScript olema lubatud