Tabela reakcij kovin. Kemijske lastnosti kovin

Obstajajo tehnološke, fizikalne, mehanske in kemijske lastnosti kovin. Fizikalne lastnosti vključujejo barvo in električno prevodnost. Značilnosti te skupine so tudi toplotna prevodnost, taljivost in gostota kovine.

Mehanske lastnosti vključujejo plastičnost, elastičnost, trdoto, moč in žilavost.

Kemijske lastnosti kovine vključujejo odpornost proti koroziji, topnost in oksidacijo.

Lastnosti, kot so fluidnost, kaljivost, varivost in kovnost, so tehnološke.

Fizikalne lastnosti

1. barva. Kovine ne prepuščajo svetlobe skozi sebe, to pomeni, da so neprozorne. V odbiti svetlobi ima vsak element svoj odtenek – barvo. Med tehničnimi kovinami imajo barvo samo baker in njegove zlitine. Za ostale elemente je značilen odtenek od srebrno bele do jekleno sive barve.
2. Taljivost. Ta lastnost označuje sposobnost elementa, da pod vplivom temperature preide v tekoče stanje iz trdnega stanja. Upošteva se taljivost najpomembnejša lastnost kovine Med procesom segrevanja vse kovine preidejo iz trdnega stanja v tekoče stanje. Ko se staljena snov ohladi, pride do obratnega prehoda - iz tekočega v trdno stanje.
3. Električna prevodnost. Ta lastnost kaže na sposobnost prostih elektronov za prenos električne energije. Električna prevodnost kovinskih teles je tisočkrat večja od električne prevodnosti nekovinskih teles. Z višanjem temperature se prevodnost električnega toka zmanjšuje, z nižanjem temperature pa se ustrezno povečuje. Upoštevati je treba, da bo električna prevodnost zlitin vedno nižja kot pri kateri koli kovini, ki sestavlja zlitino.
4. Magnetne lastnosti. Očitno magnetni (feromagnetni) elementi vključujejo samo kobalt, nikelj, železo, pa tudi številne njihove zlitine. Pri segrevanju na določeno temperaturo pa te snovi izgubijo svoj magnetizem. Določene železove zlitine pri sobni temperaturi niso feromagnetne.
5. Toplotna prevodnost. Ta lastnost kaže na sposobnost prenosa toplote na manj segreto telo z bolj segretega telesa brez vidnega premikanja njegovih sestavnih delcev. Visok nivo toplotna prevodnost omogoča enakomerno in hitro segrevanje in ohlajanje kovin. Med tehničnimi elementi ima baker najvišji kazalnik.

Kovine zavzemajo posebno mesto v kemiji. Prisotnost ustreznih lastnosti omogoča uporabo določene snovi na določenem območju.

Kemijske lastnosti kovin

1. Odpornost proti koroziji. Korozija je uničenje snovi zaradi elektrokemične ali kemične interakcije z okolju. Najpogostejši primer je rjavenje železa. Odpornost proti koroziji je ena najpomembnejših naravnih lastnosti številnih kovin. V zvezi s tem se snovi, kot so srebro, zlato in platina, imenujejo plemenite. Nikelj ima visoko korozijsko odpornost, drugi neželezni materiali pa so podvrženi uničenju hitreje in močneje kot neželezni.
2. Oksidljivost. Ta lastnost kaže na sposobnost elementa, da reagira z O2 pod vplivom oksidantov.
3. Topnost. Kovine, ki imajo v tekočem stanju neomejeno topnost, lahko ob strjevanju tvorijo trdne raztopine. V teh raztopinah so atomi iz ene komponente vključeni v drugo komponento le v določenih mejah.

Treba je opozoriti, da so fizikalne in kemijske lastnosti kovin ena glavnih značilnosti teh elementov.

KEMIJSKE LASTNOSTI KOVIN

Glede na kemijske lastnosti delimo kovine na:

1 ) Aktivno (alkalijske in zemeljsko alkalijske kovine, Mg, Al, Zn itd.)

2) Kovinepovprečna aktivnost (Fe, Cr, Mn itd.);

3 ) Nizko aktiven (Cu, Ag)

4) Plemenite kovine – Au, Pt, Pd itd.

V reakcijah so samo reducenti. Kovinski atomi zlahka oddajo elektrone iz zunanje (in nekaj iz zunanje) elektronske plasti in se spremenijo v pozitivne ione. Možna oksidacijska stanja Me Najnižje 0,+1,+2,+3 Najvišje +4,+5,+6,+7,+8

1. INTERAKCIJA Z NEKOVINAMI

1. Z VODIKOM

Kovine skupin IA in IIA reagirajo pri segrevanju, razen berilija. Nastanejo trdne nestabilne snovi hidridi, druge kovine ne reagirajo.

2K + H₂ = 2KH (kalijev hidrid)

Ca + H₂ = CaH₂

2. S KISIKOM

Vse kovine reagirajo razen zlata in platine. Do reakcije s srebrom pride, ko visoke temperature, vendar srebrov (II) oksid praktično ne nastane, saj je termično nestabilen. Alkalijske kovine pri normalne razmere tvorijo okside, perokside, superokside (litijev - oksid, natrijev - peroksid, kalijev, cezijev, rubidijev - superoksid

4Li + O2 = 2Li2O (oksid)

2Na + O2 = Na2O2 (peroksid)

K+O2=KO2 (superoksid)

Preostale kovine glavnih podskupin v normalnih pogojih tvorijo okside z oksidacijskim stanjem, ki je enako številki skupine 2Ca+O2=2CaO

2Ca+O2=2CaO

Kovine sekundarnih podskupin pri normalnih pogojih tvorijo okside, pri segrevanju pa okside različne stopnje oksidacija in železo železo Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4

4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (rdeča) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (črna);

2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

3. S HALOGENOM

halogenidi (fluoridi, kloridi, bromidi, jodidi). Alkalne snovi se pri normalnih pogojih vnamejo s F, Cl, Br:

2Na + Cl2 = 2NaCl (klorid)

Alkalijske zemlje in aluminij reagirajo pod normalnimi pogoji:

Za+Cl2=ZaCl2

2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Kovine stranskih podskupin z povišane temperature

Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂

2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 železov klorid (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(ni bakrovega jodida (+2)!)

4. INTERAKCIJA Z ŽVEPLOM

pri segrevanju, tudi z alkalijskimi kovinami, z živim srebrom v normalnih pogojih. Vse kovine reagirajo razen zlata in platine

zsiva – sulfidi: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (sulfid)

Za+S=ZaS(sulfid) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (črna)

Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

5. INTERAKCIJA S FOSFORJEM IN DUŠIKOM

nastane pri segrevanju (izjema: litij z dušikom pri normalnih pogojih):

s fosforjem – fosfidi: 3pribl + 2 p= Ca3p2,

Z dušikom - nitridi 6Li + N2 = 3Li2N (litijev nitrid) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (magnezijev nitrid) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³

6. INTERAKCIJA Z OGLJIKOM IN SILICIJOM

nastane pri segrevanju:

Z ogljikom nastajajo karbidi. Samo najbolj aktivne kovine reagirajo z ogljikom. Iz alkalijskih kovin karbidi tvorijo litij in natrij, kalij, rubidij, cezij ne delujejo z ogljikom:

2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2

Kovine - d-elementi tvorijo spojine nestehiometrične sestave z ogljikom, kot so trdne raztopine: WC, ZnC, TiC - se uporabljajo za proizvodnjo supertrdnih jekel.

s silicijem – silicidi: 4Cs + Si = Cs4Si,

7. INTERAKCIJA KOVIN Z VODO:

Kovine, ki so v nizu elektrokemičnih napetosti pred vodikom, reagirajo z vodo brez segrevanja alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine, pri čemer tvorijo topne hidrokside (alkalije) in vodik, aluminij (po uničenju oksidnega filma - amalgija), magnezij pri segrevanju, ki tvorijo netopne baze in vodik .

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
Za + 2HOH = Ca(OH)2 + H2

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Druge kovine reagirajo z vodo samo v vročem stanju in tvorijo okside (železo - železov kamen)

Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O3 + 3H₂

8 S KISIKOM IN VODO

Na zraku železo in krom zlahka oksidirata v prisotnosti vlage (rjavenje)

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3

9. INTERAKCIJA KOVIN Z OKSIDI

Kovine (Al, Mg, Ca), reducirajo nekovine ali manj aktivne kovine iz njihovih oksidov pri visokih temperaturah → nekovine ali nizko aktivne kovine in oksid (kalcijeva termija, magnezijeva termija, aluminotermija)

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3 ZCa + Cr₂O₃ = ZCaO + 2Cr (800 °C) 8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (termit) 2Mg + CO2 = 2MgO + C Mg + N2O = MgO + N2 Zn + CO2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2 3Zn + SO2 = ZnS + 2ZnO

10. Z OKSIDI

Kovine železo in krom reagirajo z oksidi, kar zmanjša stopnjo oksidacije

Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O

11. INTERAKCIJA KOVIN Z ALKALIJO

Samo tiste kovine, katerih oksidi in hidroksidi imajo amfoterne lastnosti, interagirajo z alkalijami (Zn, Al, Cr(III), Fe(III) itd. TALINA → kovinska sol + vodik.

2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (natrijev cinkat)

2Al + 2(NaOH H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
REŠITEV → kompleksna kovinska sol + vodik.

2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (natrijev tetrahidroksicinkat) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2

12. INTERAKCIJA S KISLINAMI (RAZEN HNO3 in H2SO4 (konc.)

Kovine, ki so levo od vodika v nizu elektrokemične napetosti kovin, ga izpodrivajo iz razredčenih kislin → soli in vodika

Ne pozabite! Dušikova kislina pri interakciji s kovinami nikoli ne sprosti vodika.

Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl3 + H2

13. REAKCIJE S SOLJO

Aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne kovine iz soli. Okrevanje iz rešitev:

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

FeSO4 + Cu =REAKCIJEšt

Mg + CuCl2 (pp) = MgCl2 +Zu

Pridobivanje kovin iz staljenih soli

3Na+ AlCl3 = 3NaCl + Al

TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti

Kovine skupine B reagirajo s solmi, kar zmanjša oksidacijsko stanje

2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2

Kovine zavzemajo spodnji levi kot periodnega sistema. Kovine spadajo v družine s-elementov, d-elementov, f-elementov in delno p-elementov.

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

Jaz - ne = Jaz n +

1. Interakcija kovin z nekovinami.

A ) Interakcija kovin z vodikom.

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

Na primer:

Ca + H 2 = CaH 2

Nastanejo nestehiometrične spojine z ionsko kristalno strukturo.

b) Medsebojno delovanje kovin s kisikom.

Vse kovine razen Au, Ag, Pt oksidirajo s kisikom v atmosferi.

primer:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroksid)

4K + O 2 = 2K 2 O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

c) Interakcija kovin s halogeni.

Vse kovine reagirajo s halogeni in tvorijo halogenide.

primer:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

To so predvsem ionske spojine: MeHal n

d) Medsebojno delovanje kovin z dušikom.

Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine medsebojno delujejo z dušikom.

Primer:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N 2 = Mg 3 N 2 - nitrid.

e) Interakcija kovin z ogljikom.

Spojine kovin in ogljika - karbidi. Nastanejo pri interakciji talin z ogljikom. Aktivne kovine tvorijo stehiometrične spojine z ogljikom:

4Al + 3C = Al 4 C 3

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

2. Interakcija kovin z vodo.

Kovine, ki imajo večji negativni potencial od redoks potenciala vode, reagirajo z vodo.

Aktivne kovine bolj aktivno reagirajo z vodo, razgrajujejo vodo in sproščajo vodik.

Na + 2H2O = H2 + 2NaOH

Manj aktivne kovine počasi razgrajujejo vodo, proces pa je upočasnjen zaradi nastajanja netopnih snovi.

3. Interakcija kovin z raztopinami soli.

Takšna reakcija je možna, če je kovina, ki reagira, bolj aktivna kot tista v soli:

Zn + CuSO 4 = Cu 0 ↓ + ZnSO 4

0,76 V., = + 0,34 V.

Kovina z bolj negativnim ali manj pozitivnim standardnim potencialom elektrode izpodriva drugo kovino iz raztopine njene soli.

4. Interakcija kovin z raztopinami alkalij.

Kovine, ki proizvajajo amfoterne hidrokside ali imajo visoke stopnje oksidacija v prisotnosti močnih oksidantov. Ko kovine medsebojno delujejo z raztopinami alkalij, je oksidant voda.

Primer:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

1 Zn 0 + 4OH - - 2e = 2- oksidacija

Zn 0 - reducent

1 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH - redukcija

H 2 O - oksidant

Zn + 4OH - + 2H 2 O = 2- + 2OH - + H 2

Kovine z visoko stopnjo oksidacije lahko med fuzijo medsebojno delujejo z alkalijami:

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

5. Interakcija kovin s kislinami.

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

Glede na aktivnost kovine konvencionalno delimo na aktivne, srednje aktivne in nizko aktivne.

Kisline so običajno razdeljene v 2 skupini:

Skupina I - kisline z nizko oksidacijsko sposobnostjo: HCl, HI, HBr, H 2 SO 4 (razredčena), H 3 PO 4, H 2 S, oksidant tukaj je H +. Pri interakciji s kovinami se sprosti 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 (razredčena), HNO 3 (konc.). V teh kislinah so oksidanti kislinski anioni: . Produkti anionske redukcije so lahko zelo raznoliki in odvisni od aktivnosti kovine.

H 2 S - z aktivnimi kovinami

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

SO 2 - z nizko aktivnimi kovinami

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

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

NE - z nizko aktivnimi kovinami

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

Če imajo kovine spremenljivo valenco, potem s kislinami skupine I kovine pridobijo nižje pozitivno oksidacijsko stanje: Fe → Fe 2+, Cr → Cr 2+. Pri interakciji s kislinami skupine II je oksidacijsko stanje +3: Fe → Fe 3+, Cr → Cr 3+ in vodik se nikoli ne sprosti.

Nekatere kovine (Fe, Cr, Al, Ti, Ni itd.) V raztopinah močnih kislin se pri oksidaciji prekrijejo z gostim oksidnim filmom, ki ščiti kovino pred nadaljnjim raztapljanjem (pasivacijo), pri segrevanju pa oksid film se raztopi in reakcija se nadaljuje.

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

Skupina IIA vsebuje samo kovine – Be (berilij), Mg (magnezij), Ca (kalcij), Sr (stroncij), Ba (barij) in Ra (radij). Kemijske lastnosti prvega predstavnika te skupine, berilija, se najbolj razlikujejo od kemijskih lastnosti drugih elementov te skupine. Njegove kemijske lastnosti so v mnogih pogledih celo bolj podobne aluminiju kot drugim kovinam skupine IIA (tako imenovana "diagonalna podobnost"). Magnezij se po svojih kemijskih lastnostih prav tako močno razlikuje od Ca, Sr, Ba in Ra, vendar ima z njimi vseeno veliko bolj podobne kemijske lastnosti kot z berilijem. Zaradi velike podobnosti v kemijskih lastnostih kalcija, stroncija, barija in radija so združeni v eno družino, imenovano alkalijska zemlja kovine.

Vsi elementi skupine IIA spadajo v s-elementi, tj. vsebujejo vse svoje valenčne elektrone s-podravni Tako ima elektronska konfiguracija zunanje elektronske plasti vseh kemijskih elementov te skupine obliko ns 2 , Kje n– številka obdobja, v katerem se element nahaja.

Zaradi posebnosti elektronske strukture kovin skupine IIA imajo lahko ti elementi poleg ničle samo eno samo oksidacijsko stanje +2. Preproste snovi, ki jih tvorijo elementi skupine IIA, s sodelovanjem v kateri koli kemične reakcije so sposobni le oksidirati, tj. darovati elektrone:

Jaz 0 – 2e — → Jaz +2

Kalcij, stroncij, barij in radij imajo izjemno visoko kemijsko reaktivnost. Preproste snovi, ki jih tvorijo, so zelo močni reducenti. Magnezij je tudi močno redukcijsko sredstvo. Redukcijska aktivnost kovin je podrejena splošnim zakonom periodičnega zakona D.I. Mendelejev in narašča navzdol po podskupini.

Interakcija s preprostimi snovmi

s kisikom

Brez segrevanja berilij in magnezij ne reagirata niti z atmosferskim kisikom oz čisti kisik ker so pokriti s tankimi zaščitnimi filmi, sestavljenimi iz oksidov BeO oziroma MgO. Njihovo skladiščenje ne zahteva posebnih načinov zaščite pred zrakom in vlago, za razliko od zemeljskoalkalijskih kovin, ki jih hranimo pod plastjo tekočine, inertne nanje, najpogosteje kerozina.

Be, Mg, Ca, Sr pri zgorevanju v kisiku tvorijo okside sestave MeO in Ba - mešanico barijevega oksida (BaO) in barijevega peroksida (BaO 2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Treba je opozoriti, da pri gorenju zemeljskoalkalijskih kovin in magnezija na zraku pride tudi do stranske reakcije teh kovin z zračnim dušikom, zaradi česar se poleg spojin kovin s kisikom pojavijo nitridi s splošno formulo Me 3 N Nastaneta tudi 2.

s halogeni

Berilij reagira s halogeni le pri visokih temperaturah, preostale kovine skupine IIA pa že pri sobni temperaturi:

Mg + I 2 = MgI 2 – Magnezijev jodid

Ca + Br 2 = CaBr 2 – kalcijev bromid

Ba + Cl 2 = BaCl 2 – barijev klorid

z nekovinami skupin IV–VI

Vse kovine skupine IIA pri segrevanju reagirajo z vsemi nekovinami skupin IV–VI, vendar je potrebno glede na položaj kovine v skupini in aktivnost nekovin. različne stopnje ogrevanje Ker je berilij najbolj kemično inerten med vsemi kovinami skupine IIA, je pri izvajanju njegovih reakcij z nekovinami potrebna znatna uporaba. O višja temperatura.

Upoštevati je treba, da lahko pri reakciji kovin z ogljikom nastanejo karbidi drugačne narave. Obstajajo karbidi, ki pripadajo metanidom in se običajno štejejo za derivate metana, v katerih so vsi vodikovi atomi nadomeščeni s kovino. Tako kot metan vsebujejo ogljik v oksidacijskem stanju -4, pri hidrolizaciji ali interakciji z neoksidirajočimi kislinami pa je eden od produktov metan. Obstaja tudi druga vrsta karbidov - acetilenidi, ki vsebujejo ion C 2 2-, ki je pravzaprav delček molekule acetilena. Karbidi, kot so acetilenidi, ob hidrolizi ali interakciji z neoksidirajočimi kislinami tvorijo acetilen kot enega izmed reakcijskih produktov. Vrsta karbida - metanida ali acetilenida - dobljenega, ko določena kovina reagira z ogljikom, je odvisna od velikosti kovinskega kationa. Pri kovinskih ionih z majhnim polmerom se praviloma tvorijo metanidi z večjimi ioni velika velikost– acetilenidi. V primeru kovin druge skupine se metanid pridobi z interakcijo berilija z ogljikom:

Preostale kovine skupine II A tvorijo acetilenide z ogljikom:

S silicijem kovine skupine IIA tvorijo silicide - spojine tipa Me 2 Si, z dušikom - nitride (Me 3 N 2), s fosforjem - fosfide (Me 3 P 2):

z vodikom

Vse zemeljskoalkalijske kovine pri segrevanju reagirajo z vodikom. Da bi magnezij reagiral z vodikom, samo segrevanje, kot pri zemeljskoalkalijskih kovinah, ni dovolj, poleg visoke temperature je potrebno tudi visok krvni tlak vodik. Berilij pod nobenim pogojem ne reagira z vodikom.

Interakcija s kompleksnimi snovmi

z vodo

Vse zemeljskoalkalijske kovine aktivno reagirajo z vodo in tvorijo alkalije (topne kovinske hidrokside) in vodik. Magnezij reagira z vodo le pri vrenju, saj se pri segrevanju zaščitni oksidni film MgO raztopi v vodi. Pri beriliju je zaščitni oksidni film zelo odporen: voda z njim ne reagira niti pri vrenju niti pri vročih temperaturah:

z neoksidirajočimi kislinami

Vse kovine glavne podskupine skupine II reagirajo z neoksidirajočimi kislinami, saj so v nizu aktivnosti levo od vodika. V tem primeru nastaneta sol ustrezne kisline in vodik. Primeri reakcij:

Be + H 2 SO 4 (razredčen) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

z oksidacijskimi kislinami

− razredčena dušikova kislina

Vse kovine skupine IIA reagirajo z razredčeno dušikovo kislino. V tem primeru so redukcijski produkti namesto vodika (kot pri neoksidirajočih kislinah) dušikovi oksidi, predvsem dušikov oksid (I) (N 2 O), pri močno razredčeni dušikovi kislini pa amonijev nitrat (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (zelo zamegljen)= 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− koncentrirana dušikova kislina

Koncentrirana dušikova kislina pri navadni (ali nizki) temperaturi pasivira berilij, tj. ne reagira z njim. Pri vrenju je reakcija možna in poteka pretežno v skladu z enačbo:

Magnezij in zemeljskoalkalijske kovine reagirajo s koncentrirano dušikovo kislino in tvorijo širok spekter različne izdelke rekuperacija dušika.

− koncentrirana žveplova kislina

Berilij pasiviramo s koncentrirano žveplovo kislino, tj. ne reagira z njo normalne razmere, vendar pride do reakcije pri vrenju in vodi do tvorbe berilijevega sulfata, žveplovega dioksida in vode:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Barij pasivira tudi koncentrirana žveplova kislina zaradi tvorbe netopnega barijevega sulfata, vendar z njo reagira pri segrevanju; barijev sulfat se raztopi pri segrevanju v koncentrirani žveplovi kislini zaradi pretvorbe v barijev hidrogensulfat.

Preostale kovine glavne skupine IIA reagirajo s koncentrirano žveplovo kislino pod kakršnimi koli pogoji, tudi na mrazu. Redukcija žvepla lahko pride do SO 2, H 2 S in S, odvisno od aktivnosti kovine, reakcijske temperature in koncentracije kisline:

Mg + H2SO4 ( konc. .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( konc. .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( konc. .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

z alkalijami

Magnezij in zemeljskoalkalijske kovine ne delujejo z alkalijami, berilij pa zlahka reagira tako z alkalnimi raztopinami kot z brezvodnimi alkalijami med fuzijo. V tem primeru, ko poteka reakcija v vodni raztopini, pri reakciji sodeluje tudi voda, produkti pa so tetrahidroksoberilati alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin in vodikov plin:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - kalijev tetrahidroksoberilat

Pri reakciji s trdno alkalijo med taljenjem nastanejo berilati alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin in vodik

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - kalijev berilat

z oksidi

Zemljoalkalijske kovine, pa tudi magnezij, lahko pri segrevanju reducirajo manj aktivne kovine in nekatere nekovine iz njihovih oksidov, na primer:

Metoda redukcije kovin iz njihovih oksidov z magnezijem se imenuje magnezij.

Struktura kovinskih atomov ne določa le značilnosti fizikalne lastnosti enostavne snovi – kovine, ampak tudi njihove splošne kemijske lastnosti.

Z veliko raznolikostjo so vse kemijske reakcije kovin redoks in so lahko samo dveh vrst: kombinacija in substitucija. Kovine so sposobne oddajati elektrone med kemijskimi reakcijami, to je, da so reducenti in kažejo le pozitivno oksidacijsko stanje v nastalih spojinah.

IN splošni pogled to lahko izrazimo z diagramom:
Me 0 – ne → Me +n,
kjer je Me kovina - enostavna snov, Me 0+n pa je kovina kemični element v povezavi.

Kovine lahko oddajo svoje valenčne elektrone atomom nekovin, vodikovim ionom in ionom drugih kovin, zato bodo reagirale z nekovinami - preprostimi snovmi, vodo, kislinami, solmi. Vendar pa je redukcijska sposobnost kovin različna. Sestava reakcijskih produktov kovin z različnimi snovmi je odvisna od oksidativne sposobnosti snovi in ​​pogojev, pod katerimi poteka reakcija.

Pri visokih temperaturah večina kovin gori v kisiku:

2Mg + O2 = 2MgO

Pod temi pogoji ne oksidirajo samo zlato, srebro, platina in nekatere druge kovine.

Mnoge kovine reagirajo s halogeni brez segrevanja. Na primer, aluminijev prah se v mešanici z bromom vname:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Pri interakciji kovin z vodo v nekaterih primerih nastanejo hidroksidi. V normalnih pogojih alkalijske kovine, pa tudi kalcij, stroncij in barij zelo aktivno sodelujejo z vodo. Splošna shema te reakcije izgleda takole:

Me + HOH → Me(OH) n + H 2

Druge kovine reagirajo z vodo pri segrevanju: magnezij pri vrenju, železo v vodni pari pri rdečem vrenju. V teh primerih dobimo kovinske okside.

Če kovina reagira s kislino, je del nastale soli. Ko kovina medsebojno deluje s kislinskimi raztopinami, jo lahko oksidirajo vodikovi ioni, ki so prisotni v raztopini. Skrajšano ionsko enačbo lahko v splošni obliki zapišemo takole:

Me + nH + → Me n + + H 2

Anioni kislin, ki vsebujejo kisik, kot sta koncentrirani žveplova in dušikova kislina, imajo močnejše oksidacijske lastnosti kot vodikovi ioni. Zato tiste kovine, ki jih vodikovi ioni ne morejo oksidirati, na primer baker in srebro, reagirajo s temi kislinami.

Ko kovine medsebojno delujejo s solmi, pride do substitucijske reakcije: elektroni iz substituiranih atomov - več aktivna kovina prehajajo na ione nadomeščene - manj aktivne kovine. Nato mreža zamenja kovino s kovino v soli. Te reakcije niso reverzibilne: če kovina A izpodriva kovino B iz raztopine soli, potem kovina B ne bo izpodrinila kovine A iz raztopine soli.

V padajočem vrstnem redu kemijske aktivnosti, ki se kaže v reakcijah medsebojnega izpodrivanja kovin vodne raztopine njihove soli, kovine se 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 → → Ag → Pd → Pt → Au

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

Vodik je vključen v vrsto elektrokemičnih napetosti kovin kot edina nekovina, ki si deli s kovinami splošno lastnino- tvorijo pozitivno nabite ione. Zato vodik nadomešča nekatere kovine v njihovih soleh in se lahko sam nadomesti z mnogimi kovinami v kislinah, na primer:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Kovine, ki so v nizu elektrokemičnih napetosti pred vodikom, ga izpodrivajo iz raztopin številnih kislin (klorovodikove, žveplove itd.), vse tiste, ki mu sledijo, na primer baker, pa ga ne izpodrivajo.

blog.site, pri celotnem ali delnem kopiranju gradiva je obvezna povezava do izvirnega vira.