Metālu savienojumi ar ūdeni. Metāli: metālu un sakausējumu vispārīgās īpašības. IV. Mazāk aktīvo metālu pārvietošana no aktīvākiem metāliem no to sāļu šķīdumiem

Ar metāliem tiek saprasta elementu grupa, kas tiek pasniegta vienkāršāko vielu veidā. Tiem ir raksturīgas īpašības, proti, augsta elektriskā un siltumvadītspēja, pozitīvs temperatūras pretestības koeficients, augsta elastība un metālisks spīdums.

Ņemiet vērā, ka no 118 ķīmiskajiem elementiem, kas līdz šim ir atklāti, metālos jāiekļauj:

• sārmzemju metālu grupā 6 elementi;
• starp sārmu metāliem 6 elementi;
• starp pārejas metāliem 38;
• vieglo metālu grupā 11;
• starp pusmetāliem 7 elementi,
• 14 starp lantanīdiem un lantānu,
• 14 aktinīdu un aktīniju grupā,
• Ārpus definīcijas ir berilijs un magnijs.

Pamatojoties uz to, 96 elementi pieder pie metāliem. Apskatīsim tuvāk, ar ko metāli reaģē. Tā kā lielākajai daļai metālu ārējā elektroniskā līmenī ir neliels elektronu skaits no 1 līdz 3, tie var darboties kā reducētāji lielākajā daļā to reakciju (tas ir, tie ziedo savus elektronus citiem elementiem).

Reakcijas ar vienkāršākajiem elementiem

• Papildus zeltam un platīnam absolūti visi metāli reaģē ar skābekli. Ņemiet vērā arī to, ka reakcija notiek ar sudrabu augstā temperatūrā, bet sudraba(II) oksīds normālā temperatūrā neveidojas. Atkarībā no metāla īpašībām reakcijas ar skābekli rezultātā veidojas oksīdi, superoksīdi un peroksīdi.

Šeit ir katra ķīmiskā veidojuma piemēri:

1. litija oksīds - 4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O;
2. kālija superoksīds - K + O 2 \u003d KO 2;
3. nātrija peroksīds - 2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2.

Lai no peroksīda iegūtu oksīdu, tas jāreducē ar to pašu metālu. Piemēram, Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O. Izmantojot metālus ar zemu aktivitāti un vidēju, līdzīga reakcija notiks tikai karsējot, piemēram: 3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4.

• Metāli var reaģēt ar slāpekli tikai ar aktīviem metāliem, tomēr istabas temperatūrā var mijiedarboties tikai litijs, veidojot nitrīdus - 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N, tomēr karsējot notiek šāda ķīmiska reakcija 2Al + N 2 \u003d 2AlN , 3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 .
• Pilnīgi visi metāli reaģē ar sēru, kā arī ar skābekli, izņemot zeltu un platīnu. Ņemiet vērā, ka dzelzs var mijiedarboties tikai karsējot ar sēru, veidojot sulfīdu: Fe+S=FeS
• Tikai aktīvie metāli var reaģēt ar ūdeņradi. Tajos ietilpst IA un IIA grupas metāli, izņemot beriliju. Šādas reakcijas var veikt tikai karsējot, veidojot hidrīdus.

  Tā kā ūdeņraža oksidācijas pakāpe tiek uzskatīta par 1, tad metāli šajā gadījumā darbojas kā reducētāji: 2Na + H 2 \u003d 2NaH.

• Aktīvākie metāli reaģē arī ar oglekli. Šīs reakcijas rezultātā veidojas acetilēni vai metanīdi.

Apsveriet, kuri metāli reaģē ar ūdeni un ko tie dod šīs reakcijas rezultātā? Acetilēni, mijiedarbojoties ar ūdeni, dos acetilēnu, un metāns tiks iegūts ūdens reakcijas rezultātā ar metanīdiem. Šeit ir šo reakciju piemēri:

1. Acetilēns - 2Na + 2C \u003d Na 2 C 2;
2. Metāns - Na 2 C 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + C 2 H 2.

Skābju reakcija ar metāliem

Arī metāli ar skābēm var reaģēt dažādi. Ar visām skābēm uz ūdeņradi reaģē tikai tie metāli, kas atrodas metālu elektroķīmiskās aktivitātes virknē.

Dosim aizvietošanas reakcijas piemēru, kas parāda, ar ko reaģē metāli. Citā veidā šādu reakciju sauc par redoksreakciju: Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 ^.

Dažas skābes var mijiedarboties arī ar metāliem, kas atrodas pēc ūdeņraža: Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 ^ + 2H 2 O.

Ņemiet vērā, ka šāda atšķaidīta skābe var reaģēt ar metālu saskaņā ar šādu klasisko shēmu: Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2 ^.

Metālu ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar skābekli, halogēniem, sēru un saistība ar ūdeni, skābēm, sāļiem.

Metālu ķīmiskās īpašības ir saistītas ar to atomu spēju viegli nodot elektronus no ārējā enerģijas līmeņa, pārvēršoties pozitīvi lādētos jonos. Tādējādi ķīmiskajās reakcijās metāli darbojas kā enerģētiski reducējoši aģenti. Šī ir viņu galvenā kopējā ķīmiskā īpašība.

Spēja ziedot elektronus atsevišķu metālisku elementu atomos ir atšķirīga. Jo vieglāk metāls atdod savus elektronus, jo aktīvāks tas ir un jo enerģiskāk reaģē ar citām vielām. Pamatojoties uz pētījumu, visi metāli tika sakārtoti rindā pēc to aktivitātes samazināšanās. Šo sēriju pirmo reizi ierosināja izcilais zinātnieks N. N. Beketovs. Šādu metālu aktivitāšu virkni sauc arī par metālu nobīdes sēriju vai metāla spriegumu elektroķīmisko sēriju. Tas izskatās šādi:

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

Izmantojot šo sēriju, jūs varat uzzināt, kurš metāls ir otra aktīvais metāls. Šī sērija satur ūdeņradi, kas nav metāls. Tās redzamās īpašības salīdzināšanai tiek ņemtas par sava veida nulli.

Ņemot vērā reducētāju īpašības, metāli reaģē ar dažādiem oksidētājiem, galvenokārt ar nemetāliem. Metāli reaģē ar skābekli normālos apstākļos vai karsējot, veidojot oksīdus, piemēram:

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

Šajā reakcijā magnija atomi tiek oksidēti un skābekļa atomi tiek reducēti. Cēlmetāli rindas galā reaģē ar skābekli. Aktīvi notiek reakcijas ar halogēniem, piemēram, vara sadegšana hlorā:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reakcijas ar sēru visbiežāk notiek karsējot, piemēram:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Aktīvie metāli Mg metālu aktivitāšu sērijā reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus un ūdeņradi:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Vidējas aktivitātes metāli no Al līdz H2 smagākos apstākļos reaģē ar ūdeni un veido oksīdus un ūdeņradi:

Pb0 + H+2O Metālu ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar skābekli Pb+2O + H02.

Metāla spēja reaģēt ar skābēm un sāļiem šķīdumā ir atkarīga arī no tā atrašanās vietas metālu pārvietošanās rindā. Metāli, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža metālu pārvietojumu sērijā, parasti izspiež (samazina) ūdeņradi no atšķaidītām skābēm, un metāli pa labi no ūdeņraža to neizspiež. Tātad cinks un magnijs reaģē ar skābes šķīdumiem, izdalot ūdeņradi un veidojot sāļus, savukārt varš nereaģē.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Metālu atomi šajās reakcijās ir reducējoši aģenti, un ūdeņraža joni ir oksidētāji.

Metāli reaģē ar sāļiem ūdens šķīdumos. Aktīvie metāli izspiež mazāk aktīvos metālus no sāļu sastāva. To var noteikt pēc metālu aktivitāšu sērijas. Reakcijas produkti ir jauns sāls un jauns metāls. Tātad, ja dzelzs plāksne tiek iegremdēta vara (II) sulfāta šķīdumā, pēc kāda laika varš uz tās izcelsies sarkana pārklājuma veidā:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0 .

Bet, ja sudraba plāksne ir iegremdēta vara (II) sulfāta šķīdumā, reakcija nenotiks:

Ag + CuSO4 ≠ .

Lai veiktu šādas reakcijas, nevajadzētu lietot pārāk aktīvus metālus (no litija līdz nātrijam), kas spēj reaģēt ar ūdeni.

Tāpēc metāli spēj reaģēt ar nemetāliem, ūdeni, skābēm un sāļiem. Visos šajos gadījumos metāli tiek oksidēti un ir reducētāji. Lai prognozētu ķīmisko reakciju norisi ar metāliem, jāizmanto metālu nobīdes sērija.

Pastāv metālu tehnoloģiskās, fizikālās, mehāniskās un ķīmiskās īpašības. Pie fiziskajiem pieder krāsa, elektrovadītspēja. Šīs grupas īpašības ietver arī metāla siltumvadītspēju, kausējamību un blīvumu.

Mehāniskās īpašības ietver plastiskumu, elastību, cietību, izturību, viskozitāti.

Metālu ķīmiskās īpašības ietver izturību pret koroziju, šķīdību un oksidējamību.

Tādas īpašības kā "plūstamība", rūdāmība, metināmība, lokanība ir tehnoloģiskas.

Fizikālās īpašības

1. Krāsa. Metāli caur sevi gaismu nelaiž cauri, tas ir, tie ir necaurspīdīgi. Atstarotajā gaismā katram elementam ir sava nokrāsa – krāsa. No tehniskajiem metāliem krāsa ir tikai vara un sakausējumi ar to. Atlikušajiem elementiem raksturīgs tonis no sudrabaini baltas līdz pelēkam tēraudam.
2. Sakausējamība. Šis raksturlielums norāda uz elementa spēju temperatūras ietekmē no cietas vielas pāriet šķidrā stāvoklī. Kausējamība tiek uzskatīta par vissvarīgāko metālu īpašību. Sildīšanas procesā visi metāli no cieta stāvokļa pāriet šķidrā stāvoklī. Kad izkausēta viela tiek atdzesēta, notiek apgriezta pāreja - no šķidruma uz cietu stāvokli.
3. Elektrovadītspēja. Šis raksturlielums norāda uz spēju nodot elektroenerģiju ar brīvajiem elektroniem. Metāla ķermeņu elektriskā vadītspēja ir tūkstošiem reižu lielāka nekā nemetālisko ķermeņu vadītspēja. Paaugstinoties temperatūrai, elektrības vadītspēja samazinās, un, temperatūrai pazeminoties, tā attiecīgi palielinās. Jāņem vērā, ka sakausējumu elektriskā vadītspēja vienmēr būs zemāka nekā jebkura metāla, kas veido sakausējumu.
4. Magnētiskās īpašības. Skaidri magnētiskie (feromagnētiskie) elementi ietver tikai kobaltu, niķeli, dzelzi, kā arī vairākus to sakausējumus. Tomēr, karsējot līdz noteiktai temperatūrai, šīs vielas zaudē savu magnētismu. Atsevišķi dzelzs sakausējumi istabas temperatūrā nav feromagnētiski.
5. Siltumvadītspēja. Šis raksturlielums norāda uz spēju pārnest siltumu uz mazāk uzkarsētu no vairāk uzkarsēta ķermeņa bez redzamas tajā esošo daļiņu kustības. Augsts siltumvadītspējas līmenis ļauj vienmērīgi un ātri uzsildīt un atdzesēt metālus. Starp tehniskajiem elementiem vara ir visaugstākais rādītājs.

Atsevišķu vietu ķīmijā ieņem metāli. Atbilstošu īpašību klātbūtne ļauj izmantot konkrētu vielu noteiktā apgabalā.

Metālu ķīmiskās īpašības

1. Izturība pret koroziju. Korozija ir vielas iznīcināšana elektroķīmiskas vai ķīmiskas attiecības ar vidi rezultātā. Visizplatītākais piemērs ir dzelzs rūsēšana. Izturība pret koroziju ir viena no svarīgākajām vairāku metālu dabiskajām īpašībām. Šajā sakarā tādas vielas kā sudrabs, zelts, platīns sauc par cēlām. Ir augsta izturība pret koroziju Niķelis un citi krāsainie metāli tiek iznīcināti ātrāk un spēcīgāk nekā krāsainie metāli.
2. Oksidējamība. Šis raksturlielums norāda uz elementa spēju reaģēt ar O2 oksidētāju ietekmē.
3. Šķīdība. Metāli, kuriem ir neierobežota šķīdība šķidrā stāvoklī, sacietējot var veidot cietus šķīdumus. Šajos risinājumos viena komponenta atomi ir iestrādāti citā komponentā tikai noteiktās robežās.

Jāņem vērā, ka metālu fizikālās un ķīmiskās īpašības ir viena no šo elementu galvenajām īpašībām.

Metālu mijiedarbība ar vienkāršiem oksidētājiem. Metālu attiecība pret ūdeni, skābju, sārmu un sāļu ūdens šķīdumi. Oksīda plēves un oksidācijas produktu loma. Metālu mijiedarbība ar slāpekļskābi un koncentrētu sērskābi.

Metāli ietver visus s-, d-, f-elementus, kā arī p-elementus, kas atrodas periodiskās tabulas apakšējā daļā no diagonāles, kas novilkta no bora uz astatīnu. Šo elementu vienkāršās vielās tiek realizēta metāliska saite. Metāla atomu ārējā elektronu apvalkā ir maz elektronu 1, 2 vai 3 daudzumā. Metāliem ir elektropozitīvas īpašības un tiem ir zema elektronegativitāte, mazāka par diviem.

Metāliem ir raksturīgas iezīmes. Tās ir cietas vielas, smagākas par ūdeni un ar metālisku spīdumu. Metāliem ir augsta siltuma un elektriskā vadītspēja. Tiem ir raksturīga elektronu emisija dažādu ārējo ietekmju ietekmē: apstarošana ar gaismu, karsēšanas laikā, plīsuma laikā (eksoelektroniskā emisija).

Metālu galvenā iezīme ir to spēja ziedot elektronus citu vielu atomiem un joniem. Lielākajā daļā gadījumu metāli ir reducētāji. Un tā ir viņu raksturīgā ķīmiskā īpašība. Apsveriet metālu attiecību pret tipiskiem oksidētājiem, kas ietver vienkāršas vielas - nemetālus, ūdeni, skābes. 1. tabulā sniegta informācija par metālu attiecību pret vienkāršiem oksidētājiem.

1. tabula

Metālu attiecība pret vienkāršiem oksidētājiem

Visi metāli reaģē ar fluoru. Izņēmumi ir alumīnijs, dzelzs, niķelis, varš, cinks, ja nav mitruma. Šie elementi, reaģējot ar fluoru, sākotnēji veido fluora plēves, kas aizsargā metālus no turpmākas reakcijas.

Tādos pašos apstākļos un iemeslu dēļ dzelzs tiek pasivēts reakcijā ar hloru. Attiecībā uz skābekli ne visi, bet tikai vairāki metāli veido blīvas oksīdu aizsargplēves. Pārejot no fluora uz slāpekli (1. tabula), oksidējošā aktivitāte samazinās, un tāpēc arvien vairāk metālu netiek oksidēti. Piemēram, tikai litijs un sārmzemju metāli reaģē ar slāpekli.

Metālu attiecība pret ūdeni un oksidētāju ūdens šķīdumiem.

Ūdens šķīdumos metāla reducējošo aktivitāti raksturo tā standarta redokspotenciāla vērtība. No visa standarta redokspotenciālu diapazona izšķir metāla spriegumu sēriju, kas norādīta 2. tabulā.

2. tabula

Rindas sprieguma metāli

Oksidētājs	Elektrodu procesa vienādojums	Standarta elektroda potenciāls φ 0, V	Reducējošs līdzeklis	Reducējošo vielu nosacīta darbība
Li +	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Aktīvs
Rb+	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Aktīvs
K+	K + + e - = K	-2,925	K	Aktīvs
Cs+	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Aktīvs
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	Ca	Aktīvs
Na+	Na + + e - = Na	-2,714	Na	Aktīvs
Mg2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	mg	Aktīvs
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Aktīvs
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	Tr aktivitāte
Mn2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	Tr aktivitāte
Cr2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Kr	Tr aktivitāte
H2O	2H 2 O+ 2e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,826	H 2, pH=14	Tr aktivitāte
Zn2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	Tr aktivitāte
Cr3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Kr	Tr aktivitāte
Fe2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	Tr aktivitāte
H2O	2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,413	H 2, pH=7	Tr aktivitāte
CD 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	CD	Tr aktivitāte
Co2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	co	Tr aktivitāte
Ni2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	Tr aktivitāte
sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	sn	Tr aktivitāte
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	Tr aktivitāte
Fe3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	Tr aktivitāte
H+	2H++2e- =H2		H 2, pH=0	Tr aktivitāte
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Mazs aktīvs
Cu2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Mazs aktīvs
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Mazs aktīvs
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Mazs aktīvs
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Mazs aktīvs
Hg2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	hg	Mazs aktīvs
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Mazs aktīvs
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Mazs aktīvs
Au +	Au++e-=Au	1,691	Au	Mazs aktīvs

Šajā spriegumu sērijā ir dotas arī ūdeņraža elektroda elektrodu potenciālu vērtības skābā (рН=0), neitrālā (рН=7), sārmainā (рН=14) vidē. Konkrēta metāla pozīcija spriegumu virknē raksturo tā spēju redoksēt mijiedarbību ūdens šķīdumos standarta apstākļos. Metālu joni ir oksidētāji un metāli ir reducētāji. Jo tālāk metāls atrodas spriegumu virknē, jo spēcīgāks ir tā joni oksidētājs ūdens šķīdumā. Jo tuvāk metāls atrodas rindas sākumam, jo ​​spēcīgāks tas ir reducētājs.

Metāli spēj izspiest viens otru no sāls šķīdumiem. Reakcijas virzienu šajā gadījumā nosaka to savstarpējais novietojums spriegumu virknē. Jāpatur prātā, ka aktīvie metāli izspiež ūdeņradi ne tikai no ūdens, bet arī no jebkura ūdens šķīduma. Tāpēc metālu savstarpēja pārvietošanās no to sāļu šķīdumiem notiek tikai tad, ja metāli atrodas spriegumu virknē aiz magnija.

Visi metāli ir sadalīti trīs nosacītās grupās, kas ir atspoguļotas nākamajā tabulā.

3. tabula

Metālu nosacīts dalījums

Mijiedarbība ar ūdeni. Oksidētājs ūdenī ir ūdeņraža jons. Tāpēc ar ūdeni var oksidēt tikai tos metālus, kuru standarta elektrodu potenciāls ir zemāks par ūdeņraža jonu potenciālu ūdenī. Tas ir atkarīgs no vides pH un ir

φ \u003d -0,059 pH.

Neitrālā vidē (рН=7) φ = -0,41 V. Metālu mijiedarbības raksturs ar ūdeni parādīts 4. tabulā.

Metāli no sērijas sākuma, kuru potenciāls ir daudz negatīvāks par -0,41 V, izspiež ūdeņradi no ūdens. Bet jau magnijs izspiež ūdeņradi tikai no karstā ūdens. Parasti metāli, kas atrodas starp magniju un svinu, neizspiež ūdeņradi no ūdens. Uz šo metālu virsmas veidojas oksīda plēves, kurām ir aizsargājoša iedarbība.

4. tabula

Metālu mijiedarbība ar ūdeni neitrālā vidē

Metālu mijiedarbība ar sālsskābi.

Oksidētājs sālsskābē ir ūdeņraža jons. Ūdeņraža jona standarta elektroda potenciāls ir nulle. Tāpēc visiem aktīvajiem metāliem un vidējas aktivitātes metāliem jāreaģē ar skābi. Tikai svins parāda pasivāciju.

5. tabula

Metālu mijiedarbība ar sālsskābi

Varš var izšķīdināt ļoti koncentrētā sālsskābē, neskatoties uz to, ka tas pieder pie zemas aktivitātes metāliem.

Metālu mijiedarbība ar sērskābi notiek dažādi un ir atkarīga no tā koncentrācijas.

Metālu reakcija ar atšķaidītu sērskābi. Mijiedarbība ar atšķaidītu sērskābi tiek veikta tāpat kā ar sālsskābi.

6. tabula

Metālu reakcija ar atšķaidītu sērskābi

Atšķaidīta sērskābe oksidējas ar ūdeņraža jonu. Tas mijiedarbojas ar tiem metāliem, kuru elektrodu potenciāls ir zemāks par ūdeņraža potenciālu. Svins nešķīst sērskābē koncentrācijā, kas zemāka par 80%, jo PbSO 4 sāls, kas veidojas svina mijiedarbības laikā ar sērskābi, ir nešķīstošs un rada aizsargplēvi uz metāla virsmas.

Metālu mijiedarbība ar koncentrētu sērskābi.

Koncentrētā sērskābē sērs oksidācijas stāvoklī +6 darbojas kā oksidētājs. Tā ir daļa no sulfāta jona SO 4 2-. Tāpēc koncentrēta skābe oksidē visus metālus, kuru standarta elektrodu potenciāls ir mazāks nekā oksidētāja potenciāls. Augstākā elektrodu potenciāla vērtība elektrodu procesos, kuros kā oksidētājs ir iesaistīts sulfātjons, ir 0,36 V. Rezultātā daži zemas aktivitātes metāli reaģē arī ar koncentrētu sērskābi.

Vidējas aktivitātes metāliem (Al, Fe) pasivācija notiek blīvu oksīda kārtiņu veidošanās dēļ. Alva tiek oksidēta līdz četrvērtīgam stāvoklim, veidojot alvas (IV) sulfātu:

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

7. tabula

Metālu mijiedarbība ar koncentrētu sērskābi

Svins oksidējas divvērtīgā stāvoklī, veidojot šķīstošu svina hidrosulfātu. Dzīvsudrabs izšķīst karstā koncentrētā sērskābē, veidojot dzīvsudraba (I) un dzīvsudraba (II) sulfātus. Pat sudrabs izšķīst verdošā koncentrētā sērskābē.

Jāpatur prātā, ka jo aktīvāks ir metāls, jo dziļāka ir sērskābes reducēšanas pakāpe. Ar aktīvajiem metāliem skābe tiek reducēta galvenokārt par sērūdeņradi, lai gan ir arī citi produkti. piemēram

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

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;

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

Metālu mijiedarbība ar atšķaidītu slāpekļskābi.

Slāpekļskābē slāpeklis oksidācijas pakāpē +5 darbojas kā oksidētājs. Maksimālā elektroda potenciāla vērtība atšķaidītas skābes nitrātjonam kā oksidētājam ir 0,96 V. Tik lielas vērtības dēļ slāpekļskābe ir spēcīgāks oksidētājs nekā sērskābe. Par to liecina fakts, ka slāpekļskābe oksidē sudrabu. Skābe tiek samazināta, jo dziļāk, jo aktīvāks ir metāls un jo atšķaidītāka skābe.

8. tabula

Metālu reakcija ar atšķaidītu slāpekļskābi

Metālu mijiedarbība ar koncentrētu slāpekļskābi.

Koncentrēta slāpekļskābe parasti tiek reducēta līdz slāpekļa dioksīdam. Koncentrētas slāpekļskābes mijiedarbība ar metāliem parādīta 9. tabulā.

Lietojot skābi ar deficītu un bez maisīšanas, aktīvie metāli to reducē līdz slāpeklim, bet metāli ar vidēju aktivitāti līdz oglekļa monoksīdam.

9. tabula

Koncentrētas slāpekļskābes mijiedarbība ar metāliem

Metālu mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem.

Metālus nevar oksidēt ar sārmiem. Tas ir saistīts ar faktu, ka sārmu metāli ir spēcīgi reducētāji. Tāpēc to joni ir vājākie oksidētāji, un ūdens šķīdumos tiem nav oksidējošu īpašību. Tomēr sārmu klātbūtnē ūdens oksidējošā iedarbība izpaužas lielākā mērā nekā tad, ja to nav. Sakarā ar to sārmainos šķīdumos metālus oksidē ūdens, veidojot hidroksīdus un ūdeņradi. Ja oksīds un hidroksīds ir amfotēriski savienojumi, tie izšķīst sārmainā šķīdumā. Tā rezultātā metāli, kas ir pasīvi tīrā ūdenī, enerģiski mijiedarbojas ar sārmu šķīdumiem.

10. tabula

Metālu mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem

Šķīdināšanas process notiek divos posmos: metāla oksidēšana ar ūdeni un hidroksīda šķīdināšana:

Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.

Metāli savā ķīmiskajā aktivitātē ļoti atšķiras. Metāla ķīmisko aktivitāti var aptuveni novērtēt pēc tā atrašanās vietas.

Aktīvākie metāli atrodas šīs rindas sākumā (kreisajā pusē), neaktīvākie - beigās (labajā pusē).
Reakcijas ar vienkāršām vielām. Metāli reaģē ar nemetāliem, veidojot binārus savienojumus. Reakcijas apstākļi un dažreiz arī to produkti dažādiem metāliem ļoti atšķiras.
Tā, piemēram, sārmu metāli istabas temperatūrā aktīvi reaģē ar skābekli (tostarp gaisa sastāvā), veidojot oksīdus un peroksīdus.

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

Vidējas aktivitātes metāli karsējot reaģē ar skābekli. Šajā gadījumā veidojas oksīdi:

2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.

Neaktīvie metāli (piemēram, zelts, platīns) nereaģē ar skābekli un tāpēc praktiski nemaina savu spožumu gaisā.
Lielākā daļa metālu, karsējot ar sēra pulveri, veido atbilstošos sulfīdus:

Reakcijas ar sarežģītām vielām. Visu klašu savienojumi reaģē ar metāliem - oksīdiem (ieskaitot ūdeni), skābēm, bāzēm un sāļiem.
Aktīvie metāli spēcīgi reaģē ar ūdeni istabas temperatūrā:

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

Tādu metālu kā magnijs un alumīnijs, piemēram, virsma ir aizsargāta ar blīvu attiecīgā oksīda plēvi. Tas novērš reakciju ar ūdeni. Taču, ja šī plēve tiek noņemta vai tiek pārkāpta tās integritāte, tad arī šie metāli aktīvi reaģē. Piemēram, pulverveida magnijs reaģē ar karstu ūdeni:

Mg + 2H 2 O \u003d 100 ° C Mg (OH) 2 + H 2.

Paaugstinātā temperatūrā ar ūdeni reaģē arī mazāk aktīvie metāli: Zn, Fe, Mil uc Šajā gadījumā veidojas attiecīgie oksīdi. Piemēram, kad ūdens tvaiki tiek izlaisti pāri karstām dzelzs skaidām, notiek šāda reakcija:

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

Metāli aktivitātēs līdz ūdeņradim reaģē ar skābēm (izņemot HNO 3), veidojot sāļus un ūdeņradi. Aktīvie metāli (K, Na, Ca, Mg) ļoti spēcīgi (lielā ātrumā) reaģē ar skābes šķīdumiem:

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

Neaktīvie metāli bieži skābēs praktiski nešķīst. Tas ir saistīts ar nešķīstoša sāls plēves veidošanos uz to virsmas. Piemēram, svins, kas atrodas aktivitāšu virknē līdz ūdeņradim, praktiski nešķīst atšķaidītā sērskābē un sālsskābē, jo uz tā virsmas veidojas nešķīstošu sāļu (PbSO 4 un PbCl 2) plēve.

Lai balsotu, ir jābūt iespējotam JavaScript