Schéma interakcie kovov s komplexnými látkami. Fyzikálne a chemické vlastnosti kovov

Interakcia kovov s jednoduchými oxidačnými činidlami. Pomer kovov k vode, vodné roztoky kyselín, zásad a solí. Úloha oxidového filmu a oxidačných produktov. Interakcia kovov s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou.

Kovy zahŕňajú všetky s-, d-, f-prvky, ako aj p-prvky nachádzajúce sa v spodnej časti periodickej tabuľky od uhlopriečky od bóru po astat. V jednoduchých látkach týchto prvkov sa realizuje kovová väzba. Atómy kovov majú vo vonkajšom elektrónovom obale málo elektrónov, v množstve 1, 2 alebo 3. Kovy vykazujú elektropozitívne vlastnosti a majú nízku elektronegativitu, menej ako dva.

Kovy sú neodmysliteľné charakteristické znaky. Sú to pevné látky, ťažšie ako voda, s kovovým leskom. Kovy majú vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť. Sú charakterizované emisiou elektrónov pod vplyvom rôznych vonkajších vplyvov: ožiarenie svetlom, zahrievanie, prasknutie (exoelektronická emisia).

Hlavnou charakteristikou kovov je ich schopnosť darovať elektróny atómom a iónom iných látok. Kovy sú vo veľkej väčšine prípadov redukčné činidlá. A to je ich charakteristická chemická vlastnosť. Uvažujme o pomere kovov k typickým oxidačným činidlám, medzi ktoré patria jednoduché látky - nekovy, voda, kyseliny. Tabuľka 1 poskytuje informácie o pomere kovov k jednoduchým oxidačným činidlám.

stôl 1

Pomer kovov k jednoduchým oxidačným činidlám

Všetky kovy reagujú s fluórom. Výnimkou sú hliník, železo, nikel, meď, zinok v neprítomnosti vlhkosti. Tieto prvky pri reakcii s fluórom v počiatočnom momente vytvárajú fluoridové filmy, ktoré chránia kovy pred ďalšou reakciou.

Za rovnakých podmienok a dôvodov sa železo pasivuje v reakcii s chlórom. Vo vzťahu ku kyslíku nie všetky, ale iba množstvo kovov tvoria husté ochranné fólie oxidy Pri prechode z fluóru na dusík (tabuľka 1) klesá oxidačná aktivita a tým aj všetko väčšie číslo kovy nie sú oxidované. Napríklad iba lítium a kovy alkalických zemín reagujú s dusíkom.

Pomer kovov k vode a vodným roztokom oxidačných činidiel.

Vo vodných roztokoch je redukčná aktivita kovu charakterizovaná hodnotou jeho štandardného redoxného potenciálu. Z celej série štandardných redoxných potenciálov sa rozlišuje séria kovových napätí, ktoré sú uvedené v tabuľke 2.

tabuľka 2

Rozsah napätia kovov

Tento rad napätí tiež ukazuje hodnoty elektródových potenciálov vodíkovej elektródy v kyslom (pH=0), neutrálnom (pH=7), alkalickom (pH=14) prostredí. Pozícia konkrétneho kovu v sérii napätia charakterizuje jeho schopnosť podstupovať redoxné interakcie vo vodných roztokoch pri štandardné podmienky. Kovové ióny sú oxidačné činidlá a kovy sú redukčné činidlá. Čím ďalej sa kov nachádza v sérii napätia, tým silnejšie sú jeho ióny ako oxidačné činidlo vo vodnom roztoku. Čím bližšie je kov k začiatku série, tým silnejšie je redukčné činidlo.

Kovy sú schopné sa navzájom vytesňovať z roztokov solí. Smer reakcie je určený ich relatívnou polohou v sérii napätí. Treba mať na pamäti, že aktívne kovy vytláčajú vodík nielen z vody, ale aj z akéhokoľvek vodného roztoku. Preto k vzájomnému vytesňovaniu kovov z roztokov ich solí dochádza len v prípade kovov nachádzajúcich sa v napäťových radoch po horčíku.

Všetky kovy sú rozdelené do troch podmienených skupín, ako je uvedené v nasledujúcej tabuľke.

Tabuľka 3

Konvenčné delenie kovov

Interakcia s vodou. Oxidačným činidlom vo vode je vodíkový ión. Preto môžu byť vodou oxidované iba tie kovy, ktorých štandardné elektródové potenciály sú nižšie ako potenciál vodíkových iónov vo vode. Závisí od pH prostredia a rovná sa

φ = -0,059 рН.

V neutrálnom prostredí (pH=7) φ = -0,41 V. Charakter interakcie kovov s vodou je uvedený v tabuľke 4.

Kovy zo začiatku série, ktoré majú potenciál výrazne zápornejší ako -0,41 V, vytláčajú vodík z vody. Ale horčík už vytláča vodík len z horúca voda. Kovy nachádzajúce sa medzi horčíkom a olovom zvyčajne nevytláčajú vodík z vody. Na povrchu týchto kovov sa vytvárajú oxidové filmy, ktoré majú ochranný účinok.

Tabuľka 4

Interakcia kovov s vodou v neutrálnom prostredí

Interakcia kovov s kyselinou chlorovodíkovou.

Oxidačné činidlo v kyselina chlorovodíková je vodíkový ión. Štandardný elektródový potenciál vodíkového iónu je nulový. Preto všetky aktívne a stredne aktívne kovy musia reagovať s kyselinou. Pasivácia nastáva len pri olove.

Tabuľka 5

Interakcia kovov s kyselinou chlorovodíkovou

Meď je možné rozpustiť vo veľmi koncentrovanej kyseline chlorovodíkovej, napriek tomu, že ide o málo aktívny kov.

Interakcia kovov s kyselinou sírovou prebieha rôzne a závisí od jej koncentrácie.

Interakcia kovov so zriedenou kyselinou sírovou. Interakcia so zriedenou kyselinou sírovou sa uskutočňuje rovnakým spôsobom ako s kyselinou chlorovodíkovou.

Tabuľka 6

Reakcia kovov so zriedenou kyselinou sírovou

Zriedený kyselina sírová oxiduje svojim vodíkovým iónom. Interaguje s tými kovmi, ktorých elektródový potenciál je nižší ako potenciál vodíka. Olovo sa nerozpúšťa v kyseline sírovej pri koncentrácii pod 80 %, keďže soľ PbSO 4 vznikajúca pri interakcii olova s ​​kyselinou sírovou je nerozpustná a vytvára na povrchu kovu ochranný film.

Interakcia kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou.

V koncentrovanej kyseline sírovej pôsobí síra v oxidačnom stupni +6 ako oxidačné činidlo. Je súčasťou síranového iónu SO 4 2-. Preto koncentrovaná kyselina oxiduje všetky kovy, ktorých štandardný elektródový potenciál je menší ako potenciál oxidačného činidla. Najvyššia hodnota elektródový potenciál pri elektródových procesoch zahŕňajúcich síranový ión ako oxidačné činidlo je 0,36 V. V dôsledku toho niektoré málo aktívne kovy reagujú aj s koncentrovanou kyselinou sírovou.

Pre kovy strednej aktivity (Al, Fe) dochádza k pasivácii v dôsledku tvorby hustých oxidových filmov. Cín sa oxiduje na štvormocný stav za vzniku síranu cínatého:

Sn + 4H2S04 (konc.) = Sn(S04)2 + 2S02 + 2H20.

Tabuľka 7

Reakcia kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou

Olovo sa oxiduje do dvojmocného stavu za vzniku rozpustného hydrogensíranu olovnatého. Ortuť sa rozpúšťa v horúcej koncentrovanej kyseline sírovej za vzniku síranu ortutnatého (I) a ortuti (II). Dokonca aj striebro sa rozpúšťa vo vriacej koncentrovanej kyseline sírovej.

Treba mať na pamäti, že čím aktívnejší je kov, tým hlbší je stupeň redukcie kyseliny sírovej. Pri aktívnych kovoch sa kyselina redukuje hlavne na sírovodík, aj keď sú prítomné aj iné produkty. Napríklad

Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20;

3Zn + 4H2S04 = 3ZnS04 + S↓ +4H20;

4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 = 4ZnS04 + H2S + 4H20.

Interakcia kovov so zriedenou kyselinou dusičnou.

V kyseline dusičnej pôsobí dusík ako oxidačné činidlo v oxidačnom stupni +5. Maximálna hodnota elektródového potenciálu pre dusičnanový ión zriedenej kyseliny ako oxidačného činidla je 0,96 V. Vďaka tejto veľkej hodnote je kyselina dusičná silnejším oxidačným činidlom ako kyselina sírová. Vidno to zo skutočnosti, že kyselina dusičná oxiduje striebro. Čím aktívnejší je kov a čím je kyselina zriedenejšia, tým hlbšie je kyselina redukovaná.

Tabuľka 8

Reakcia kovov so zriedenou kyselinou dusičnou

Interakcia kovov s koncentrovanou kyselinou dusičnou.

Koncentrovaná kyselina dusičná sa zvyčajne redukuje na oxid dusičitý. Interakcia koncentrovanej kyseliny dusičnej s kovmi je uvedená v tabuľke 9.

Ak sa kyselina používa v nedostatku a bez miešania, aktívne kovy ju redukujú na dusík a kovy s priemernou aktivitou na oxid uhoľnatý.

Tabuľka 9

Reakcia koncentrovanej kyseliny dusičnej s kovmi

Interakcia kovov s alkalickými roztokmi.

Kovy nemôžu byť oxidované alkáliami. Je to spôsobené tým, že alkalické kovy sú silné redukčné činidlá. Preto sú ich ióny najslabšími oxidačnými činidlami a nevykazujú oxidačné vlastnosti vo vodných roztokoch. V prítomnosti alkálií sa však oxidačný účinok vody prejavuje vo väčšej miere ako pri ich absencii. Vďaka tomu v alkalických roztokoch dochádza k oxidácii kovov vodou za vzniku hydroxidov a vodíka. Ak sú oxid a hydroxid amfotérne zlúčeniny, potom sa rozpustia v alkalickom roztoku. V dôsledku toho pasívne čistá voda kovy prudko reagujú s alkalickými roztokmi.

Tabuľka 10

Interakcia kovov s alkalickými roztokmi

Proces rozpúšťania je zastúpený v dvoch stupňoch: oxidácia kovu vodou a rozpúšťanie hydroxidu:

Zn + 2HOH = Zn(OH)2↓ + H2;

Zn(OH)2↓ + 2NaOH = Na2.

Kovy znamenajú skupinu prvkov, ktoré sú prezentované vo forme najjednoduchších látok. Majú charakteristické vlastnosti, a to vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť, kladný teplotný koeficient odporu, vysokú ťažnosť a kovový lesk.

Všimnite si, že zo 118 chemických prvkov, ktoré boli objavené v r tento moment kovy by mali zahŕňať:

• v skupine kovov alkalických zemín je 6 prvkov;
• medzi alkalickými kovmi je 6 prvkov;
• medzi prechodnými kovmi 38;
• v skupine ľahkých kovov 11;
• Medzi polokovmi je 7 prvkov,
• 14 medzi lantanoidmi a lantánom,
• 14 v skupine aktinoidov a sasaniek,
• Berýlium a horčík sú mimo definície.

Na základe toho je 96 prvkov klasifikovaných ako kovy. Pozrime sa bližšie na to, s čím kovy reagujú. Keďže väčšina kovov má na vonkajšej elektronickej úrovni malý počet elektrónov od 1 do 3, vo väčšine svojich reakcií môžu pôsobiť ako redukčné činidlá (to znamená, že odovzdávajú svoje elektróny iným prvkom).

Reakcie s najjednoduchšími prvkami

• Okrem zlata a platiny reagujú s kyslíkom úplne všetky kovy. Všimnite si tiež, že reakcia prebieha so striebrom pri vysokých teplotách, ale oxid strieborný pri normálnych teplotách nevzniká. V závislosti od vlastností kovu sa v dôsledku reakcie s kyslíkom vytvárajú oxidy, superoxidy a peroxidy.

Tu sú príklady každého chemického vzdelávania:

1. oxid lítny – 4Li+O 2 = 2Li 2 O;
2. superoxid draselný – K+O 2 =KO 2;
3. peroxid sodný – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Aby sa získal oxid z peroxidu, musí sa redukovať rovnakým kovom. Napríklad Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Pri nízko a stredne aktívnych kovoch dôjde k podobnej reakcii len pri zahrievaní, napr.: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

• Kovy môžu reagovať s dusíkom len s aktívnymi kovmi, ale keď izbová teplota Iba lítium môže interagovať a vytvárať nitridy - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, avšak pri zahrievaní dochádza k nasledujúcej chemickej reakcii: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
• Absolútne všetky kovy reagujú so sírou, rovnako ako s kyslíkom, s výnimkou zlata a platiny. Všimnite si, že železo môže reagovať len pri zahriatí so sírou, pričom vzniká sulfid: Fe+S=FeS
• Len aktívne kovy môžu reagovať s vodíkom. Patria sem kovy skupín IA a IIA, okrem berýlia. Takéto reakcie môžu nastať iba pri zahrievaní, pričom vznikajú hydridy.

  Keďže oxidačný stav vodíka sa považuje za 1, potom kovy v v tomto prípade pôsobia ako redukčné činidlá: 2Na+H 2 = 2NaH.

• Najaktívnejšie kovy reagujú aj s uhlíkom. V dôsledku tejto reakcie vznikajú acetylénidy alebo metanoidy.

Uvažujme, aké kovy reagujú s vodou a čo v dôsledku tejto reakcie vytvárajú? Acetylény pri reakcii s vodou poskytnú acetylén a metán sa získa ako výsledok reakcie vody s metanoidmi. Tu sú príklady týchto reakcií:

1. Acetylén – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Metán - Na2C2+2H20=2NaOH+C2H2.

Reakcia kyselín s kovmi

Kovy môžu tiež reagovať odlišne s kyselinami. So všetkými kyselinami reagujú len tie kovy, ktoré sú v rade elektrochemickej aktivity kovov až po vodík.

Uveďme príklad substitučnej reakcie, ktorá ukazuje, s čím kovy reagujú. Iným spôsobom sa táto reakcia nazýva redoxná: Mg+2HCl=MgCl2+H2^.

Niektoré kyseliny môžu tiež interagovať s kovmi, ktoré prichádzajú po vodíku: Cu+2H2S04=CuSO4+SO2^+2H20.

Všimnite si, že takáto zriedená kyselina môže reagovať s kovom podľa klasickej schémy uvedenej nižšie: Mg + H2S04 = MgS04 + H2^.

Pri chemických reakciách pôsobia kovy ako redukčné činidlá a zvýšiť oxidačný stav, premenou z jednoduchých látok na katióny.

Chemické vlastnosti kovov sa líšia v závislosti od chemickej reaktivity kovu. Podľa ich aktivity vo vodných roztokoch sa kovy nachádzajú v séria napätí.

V tejto sérii, ktorú zostavil ruský chemik N.N. Beketov je zahrnutý aj nekovový vodík. Aktivita kovov klesá zľava doprava:

Pamätajte! Kovy v sérii EC po vodíku sa nazývajú neaktívne kovy.

Kovy nachádzajúce sa v sérii EC na hliník sa nazývajú vysoko aktívne alebo aktívne kovy.

Všeobecné chemické vlastnosti kovov

1) Mnohé kovy reagujú s typickými nekovy– halogény, kyslík, síra. V tomto prípade sa tvoria chloridy, oxidy, sulfidy a ďalšie binárne zlúčeniny:

Niektoré kovy tvoria s dusíkom nitridy;

So sírou kovy tvoria sulfidy - soli kyseliny sulfidovej;

s vodíkom tvoria najaktívnejšie kovy iónové hydridy (binárne zlúčeniny, v ktorých má vodík oxidačný stav -1);

S kyslíkom väčšina kovov tvorí oxidy – amfotérne a zásadité. Hlavným produktom spaľovania sodíka je peroxid $Na_2O_2$; a draslík a cézium horia za vzniku superoxidov $MeO_2$.

2) Mali by ste venovať pozornosť zvláštnostiam interakcie kovov s voda:

Aktívne kovy, ktoré sú v rade aktivít kovov do Mg (vrátane), reagujú s vodou za vzniku alkálií a vodíka: $Ca + 2H_2O = Ca(OH)_2 + H_2\uparrow$

Reaktívne kovy (ako je sodík a lítium) výbušne reagujú s vodou.

Kovy so strednou aktivitouoxidované vodou pri zahriatí na oxid:

$6Cr + 6H_2O \xšípka vpravo(t, ^\circ C) 2Cr_2O_3 + 3H_2\uparrow$

Neaktívnekovy (Au, Ag, Pt) - nereagujú s vodou.

$\hspace (1,5 cm) \xšípka vpravo () MOH +H_2\uparrow$ aktívne kovy (až po Al)

$H_2O + M \xšípka doprava () \hmedzera(1cm) \ne \hmedzera(1cm)$ neaktívne kovy (za H)

Interakcii kovov s vodou sa podrobnejšie venujeme v témach venovaných chémii jednotlivých skupín.

3) S riedeným kyseliny kovy prítomné v ECR pred reakciou vodíka: dochádza k substitučnej reakcii s tvorbou soli a plynného vodíka. V tomto prípade kyselina vykazuje oxidačné vlastnosti v dôsledku prítomnosti vodíkového katiónu:

$\mathrm(Mg) + 2\mathrm(HCl) = \mathrm(MgCl)_2 + \mathrm(H)_2$

4) Interakcia kyselina dusičná(akákoľvek koncentrácia) a koncentrovaná kyselina sírová prebieha s tvorbou ďalších produktov: okrem soli a vodíka sa pri týchto reakciách uvoľňuje redukčný produkt kyseliny sírovej (alebo dusičnej). Viac informácií nájdete v téme „Interakcia kyseliny dusičnej s kovmi a nekovmi.

Pamätajte! Všetky kovy v rade naľavo od vodíka ho vytláčajú zo zriedených kyselín a kovy umiestnené napravo od vodíka nereagujú s roztokmi kyselín (výnimkou je kyselina dusičná).

5) Činnosť kovov ovplyvňuje aj možnosť prúdenia jednoduchej kovovej látky s oxidom alebo soľou iného kovu. Kov vytláča menej aktívne kovy zo solí, ktoré sú v napäťovom rade napravo od neho.

Pamätajte! Aby došlo k reakcii medzi kovom a soľou iného kovu, je potrebné, aby soli, ako tie, ktoré vstupujú do reakcie, tak aj tie, ktoré vznikajú počas nej, boli rozpustné vo vode. Kov vytláča zo soli len slabší kov.

Napríklad železo je vhodné na vytesnenie medi z vodného roztoku síranu meďnatého,

$\mathrm(CuSO)_4 + \mathrm(Fe) = \mathrm(FeSO)_4 + \mathrm(Cu)$

ale olovo nie je vhodné - keďže tvorí nerozpustný síran. Ak ponoríte kúsok olova do roztoku síranu meďnatého, povrch kovu sa pokryje tenká vrstva sulfát a reakcia sa zastaví

$\mathrm(CuSO)_4 + \mathrm(Pb) = \mathrm(PbSO)_4\downarrow + \mathrm(Cu)$

Ďalší príklad: zinok ľahko vytesňuje striebro z roztoku dusičnanu strieborného, ​​ale k reakcii zinku so suspenziou sulfidu strieborného, ​​ktorý je nerozpustný vo vode, prakticky nedochádza.

Všeobecné chemické vlastnosti kovov sú zhrnuté v tabuľke:

Ak v periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejeva nakreslíme uhlopriečku od berýlia po astat, potom vľavo dole pozdĺž uhlopriečky budú kovové prvky (patria sem aj prvky bočných podskupín, zvýraznené modrou farbou) a vpravo hore - nekovové prvky (zvýraznené žltá). Prvky umiestnené v blízkosti uhlopriečky - polokovy alebo metaloidy (B, Si, Ge, Sb atď.) majú duálny charakter (zvýraznené ružovou farbou).

Ako je zrejmé z obrázku, prevažnú väčšinu prvkov tvoria kovy.

Svojou chemickou povahou sú kovy chemické prvky, ktorých atómy sa vzdávajú elektrónov z vonkajších alebo predvonkajších energetických hladín a vytvárajú kladne nabité ióny.

Takmer všetky kovy majú relatívne veľké polomery a malý počet elektrónov (od 1 do 3) na vonkajšej energetickej úrovni. Kovy sa vyznačujú nízkymi hodnotami elektronegativity a redukčnými vlastnosťami.

Najtypickejšie kovy sa nachádzajú na začiatku periód (od druhej), potom zľava doprava kovové vlastnosti oslabujú. V skupine zhora nadol sa kovové vlastnosti zvyšujú so zväčšujúcim sa polomerom atómov (v dôsledku nárastu počtu energetických hladín). To vedie k zníženiu elektronegativity (schopnosť priťahovať elektróny) prvkov a zvýšeniu redukčných vlastností (schopnosť darovať elektróny iným atómom v chemických reakciách).

Typické kovy sú s-prvky (prvky skupiny IA od Li po Fr. prvky skupiny PA od Mg po Ra). Všeobecný elektrónový vzorec ich atómov je ns 1-2. Vyznačujú sa oxidačnými stavmi + I a + II.

Malý počet elektrónov (1-2) vo vonkajšej energetickej hladine typických kovových atómov znamená, že tieto elektróny sa ľahko strácajú a vykazujú silné redukčné vlastnosti, čo sa odráža v nízkych hodnotách elektronegativity. To znamená obmedzené chemické vlastnosti a metódy získavania typických kovov.

Charakteristickým znakom typických kovov je tendencia ich atómov vytvárať katióny a iónové chemické väzby s nekovovými atómami. Zlúčeniny typických kovov s nekovmi sú iónové kryštály „metalaniónu nekovu“, napríklad K + Br -, Ca 2 + O 2-. Katióny typických kovov obsahujú aj zlúčeniny s komplexnými aniónmi - hydroxidy a soli, napríklad Mg 2+ (OH -) 2, (Li +)2CO 3 2-.

Kovy skupiny A, ktoré tvoria amfotérnu diagonálu v periodickej tabuľke Be-Al-Ge-Sb-Po, ako aj kovy s nimi susediace (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nevykazujú typické kovové vlastnosti. Všeobecný elektrónový vzorec ich atómov ns 2 n.p. 0-4 zahŕňa väčšiu rozmanitosť oxidačných stavov, väčšiu schopnosť zadržiavať vlastné elektróny, postupné znižovanie ich redukčnej schopnosti a objavenie sa oxidačnej schopnosti najmä vo vysokých oxidačných stavoch (typickým príkladom sú zlúčeniny Tl III, Pb IV, Bi v) . Podobné chemické správanie je charakteristické pre väčšinu (d-prvky, t.j. prvky B-skupín periodickej tabuľky (typickým príkladom sú amfotérne prvky Cr a Zn).

Tento prejav duality (amfotérnych) vlastností, kovových (základných) aj nekovových, je spôsobený povahou chemická väzba. V pevnom stave obsahujú zlúčeniny atypických kovov s nekovmi prevažne kovalentné väzby (ale menej silné ako väzby medzi nekovmi). V roztoku sa tieto väzby ľahko rozbijú a zlúčeniny sa disociujú na ióny (úplne alebo čiastočne). Napríklad kovové gálium pozostáva z molekúl Ga 2 v pevnom stave, chloridy hliníka a ortuti (II) AlCl 3 a HgCl 2 obsahujú silne kovalentné väzby, ale v roztoku AlCl 3 disociuje takmer úplne a HgCl 2 - na; vo veľmi malom rozsahu (a potom na ióny HgCl + a Cl -).

Všeobecné fyzikálne vlastnosti kovov

V dôsledku prítomnosti voľných elektrónov ("elektrónový plyn") v kryštálovej mriežke majú všetky kovy tieto charakteristické všeobecné vlastnosti:

1) Plastové- schopnosť ľahko meniť tvar, natiahnuť sa na drôt a zvinúť do tenkých plátov.

2) Kovový lesk a nepriehľadnosť. Je to spôsobené interakciou voľných elektrónov so svetlom dopadajúcim na kov.

3) Elektrická vodivosť. Vysvetľuje sa to smerovým pohybom voľných elektrónov zo záporného pólu na kladný pod vplyvom malého rozdielu potenciálov. Pri zahrievaní sa elektrická vodivosť znižuje, pretože so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšujú vibrácie atómov a iónov v uzloch kryštálová mriežka, čo sťažuje smerový pohyb „elektrónového plynu“.

4) Tepelná vodivosť. Je to spôsobené vysokou pohyblivosťou voľných elektrónov, vďaka čomu sa teplota rýchlo vyrovnáva s hmotnosťou kovu. Najvyššiu tepelnú vodivosť má bizmut a ortuť.

5) Tvrdosť. Najtvrdší je chróm (reže sklo); najjemnejšie alkalické kovy - draslík, sodík, rubídium a cézium - sa režú nožom.

6) Hustota.Čím menšia je atómová hmotnosť kovu a čím väčší je polomer atómu, tým je menší. Najľahšie je lítium (ρ=0,53 g/cm3); najťažšie je osmium (ρ=22,6 g/cm3). Kovy s hustotou menšou ako 5 g/cm3 sa považujú za „ľahké kovy“.

7) Teploty topenia a varu. Najtavnejším kovom je ortuť (t.t. = -39°C), najžiaruvzdornejším kovom je volfrám (t.t. = 3390°C). Kovy s teplotou topenia nad 1000 °C sa považujú za žiaruvzdorné, pod – nízkotaviteľné.

Všeobecné chemické vlastnosti kovov

Silné redukčné činidlá: Me 0 – nē → Me n +

Množstvo napätí charakterizuje porovnávaciu aktivitu kovov v redoxných reakciách vo vodných roztokoch.

I. Reakcie kovov s nekovmi

1) S kyslíkom:
2Mg + 02 -> 2MgO

2) So sírou:
Hg + S → HgS

3) S halogénmi:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) S dusíkom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) S fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) S vodíkom (reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):
2Li + H2 -> 2LiH

Ca + H2 -> CaH2

II. Reakcie kovov s kyselinami

1) Kovy v elektrochemickom napäťovom rade až H redukujú neoxidačné kyseliny na vodík:

Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2

6Na + 2H3P04 -> 2Na3P04 + 3H 2

2) S oxidačnými kyselinami:

Keď kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie a koncentrovaná kyselina sírová interagujú s kovmi Vodík sa nikdy neuvoľňuje!

Zn + 2H2S04(K) → ZnS04 + S02 + 2H20

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H20

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H20

2H2SO4 (k) + Cu → Cu SO4 + SO2 + 2H20

10HN03 + 4Mg → 4Mg(N03)2 + NH4NO3 + 3H20

4HN03 (k) + Cu → Cu (N03) 2 + 2N02 + 2H20

III. Interakcia kovov s vodou

1) Aktívne (alkalické kovy a kovy alkalických zemín) tvoria rozpustnú zásadu (alkálie) a vodík:

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

Ca+ 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

2) Kovy strednej aktivity sú oxidované vodou pri zahriatí na oxid:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktívne (Au, Ag, Pt) - nereagujú.

IV. Vytesnenie menej aktívnych kovov aktívnejšími kovmi z roztokov ich solí:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

V priemysle sa často nepoužívajú čisté kovy, ale ich zmesi - zliatin, v ktorej sú prospešné vlastnosti jedného kovu doplnené o prospešné vlastnosti iného kovu. Meď má teda nízku tvrdosť a je nevhodná na výrobu častí strojov, zatiaľ čo zliatiny medi a zinku ( mosadz) sú už dosť tvrdé a sú široko používané v strojárstve. Hliník má vysokú ťažnosť a dostatočnú ľahkosť (nízku hustotu), ale je príliš mäkký. Na jej základe sa pripravuje zliatina s horčíkom, meďou a mangánom - dural (dural), ktorý bez straty užitočné vlastnosti hliník, získava vysokú tvrdosť a stáva sa vhodným pre konštrukciu lietadiel. Zliatiny železa s uhlíkom (a prísadami iných kovov) sú všeobecne známe liatina A oceľ.

Voľné kovy sú reštaurátorov. Niektoré kovy však majú nízku reaktivitu v dôsledku skutočnosti, že sú potiahnuté povrchový oxidový film, v rôznej miere, odolný voči chemickým činidlám, ako je voda, roztoky kyselín a zásad.

Napríklad olovo je vždy pokryté oxidovým filmom, jeho prechod do roztoku vyžaduje nielen vystavenie pôsobeniu činidla (napríklad zriedenej kyseliny dusičnej), ale aj zahrievanie. Oxidový film na hliníku zabraňuje jeho reakcii s vodou, ale ničí sa kyselinami a zásadami. Voľný oxidový film (Hrdza), vznikajúce na povrchu železa vo vlhkom vzduchu, nenarúša ďalšiu oxidáciu železa.

Pod vplyvom koncentrovaný kyseliny sa tvoria na kovoch udržateľný oxidový film. Tento jav sa nazýva pasivácia. Takže koncentrovane kyselina sírová kovy ako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb sa pasivujú (a potom nereagujú s kyselinou) a v koncentrovanej kyseline dusičnej - kovy A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th a U.

Pri interakcii s oxidačnými činidlami v kyslých roztokoch sa väčšina kovov transformuje na katióny, ktorých náboj je určený stabilným oxidačným stavom daného prvku v zlúčeninách (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ a Fe 3 +)

Redukčná aktivita kovov v kyslom roztoku sa prenáša sériou napätí. Väčšina kovov sa prenesie do roztoku s kyselinou chlorovodíkovou a zriedenou kyselinou sírovou, ale Cu, Ag a Hg - iba s kyselinou sírovou (koncentrovanou) a dusičnou a Pt a Au - s „regia vodkou“.

Kovová korózia

Nežiaducou chemickou vlastnosťou kovov je ich aktívna deštrukcia (oxidácia) pri kontakte s vodou a pod vplyvom kyslíka v nej rozpusteného. (kyslíková korózia). Známa je napríklad korózia železných produktov vo vode, v dôsledku ktorej sa tvorí hrdza a produkty sa rozpadajú na prášok.

Ku korózii kovov dochádza aj vo vode v dôsledku prítomnosti rozpustených plynov CO 2 a SO 2; vzniká kyslé prostredie a katióny H + sú vytláčané aktívnymi kovmi vo forme vodíka H 2 ( vodíková korózia).

Oblasť kontaktu medzi dvoma rozdielnymi kovmi môže byť obzvlášť korozívna ( kontaktná korózia). Galvanický pár sa vyskytuje medzi jedným kovom, napríklad Fe, a iným kovom, napríklad Sn alebo Cu, umiestneným vo vode. Tok elektrónov prechádza od aktívnejšieho kovu, ktorý je v napäťovej sérii vľavo (Re), k menej aktívnemu kovu (Sn, Cu) a aktívnejší kov je zničený (korodovaný).

Práve kvôli tomu pocínovaný povrch plechoviek (železa potiahnutá cínom) pri skladovaní vo vlhkej atmosfére a neopatrnom zaobchádzaní hrdzavie (žehlička sa po objavení sa aj malého škrabanca rýchlo zrúti a žehlička sa tak dostane do kontaktu s vlhkosťou). Naopak, pozinkovaný povrch železného vedra dlho nehrdzavie, keďže aj keď dôjde k škrabancom, nekoroduje železo, ale zinok (aktívnejší kov ako železo).

Odolnosť proti korózii pre daný kov sa zvyšuje, keď je potiahnutý aktívnejším kovom alebo keď sú tavené; Potiahnutie železa chrómom alebo vytvorenie zliatiny železa a chrómu teda eliminuje koróziu železa. Chrómované železo a oceľ s obsahom chrómu ( nehrdzavejúca oceľ), majú vysokú odolnosť proti korózii.

elektrometalurgia t.j. získavanie kovov elektrolýzou tavenín (pre najaktívnejšie kovy) alebo roztokov solí;

pyrometalurgia t.j. získavanie kovov z rúd pri vysokých teplotách (napríklad výroba železa vo vysokej peci);

hydrometalurgia, teda oddeľovanie kovov z roztokov ich solí aktívnejšími kovmi (napríklad výroba medi z roztoku CuSO 4 pôsobením zinku, železa alebo hliníka).

Prírodné kovy sa niekedy vyskytujú v prírode (typické príklady sú Ag, Au, Pt, Hg), ale častejšie sa kovy nachádzajú vo forme zlúčenín ( kovové rudy). Kovy sa v zemskej kôre zastúpenia líšia: od najbežnejších - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) po najvzácnejšie - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

V dôsledku prítomnosti voľných elektrónov („elektrónový plyn“) v kryštálovej mriežke majú všetky kovy tieto charakteristické všeobecné vlastnosti:

1) Plastové- schopnosť ľahko meniť tvar, natiahnuť sa na drôt a zvinúť do tenkých plátov.

2) Kovový lesk a nepriehľadnosť. Je to spôsobené interakciou voľných elektrónov so svetlom dopadajúcim na kov.

3) Elektrická vodivosť. Vysvetľuje sa to smerovým pohybom voľných elektrónov zo záporného pólu na kladný pod vplyvom malého rozdielu potenciálov. Pri zahrievaní sa elektrická vodivosť znižuje, pretože Ako teplota stúpa, vibrácie atómov a iónov v uzloch kryštálovej mriežky sa zintenzívňujú, čo komplikuje smerový pohyb „elektrónového plynu“.

4) Tepelná vodivosť. Je to spôsobené vysokou pohyblivosťou voľných elektrónov, vďaka čomu sa teplota rýchlo vyrovnáva s hmotnosťou kovu. Najvyššiu tepelnú vodivosť má bizmut a ortuť.

5) Tvrdosť. Najtvrdší je chróm (reže sklo); najjemnejšie alkalické kovy - draslík, sodík, rubídium a cézium - sa režú nožom.

6) Hustota.Čím menšia je atómová hmotnosť kovu a čím väčší je polomer atómu, tým je menší. Najľahšie je lítium (ρ=0,53 g/cm3); najťažšie je osmium (ρ=22,6 g/cm3). Kovy s hustotou menšou ako 5 g/cm3 sa považujú za „ľahké kovy“.

7) Teploty topenia a varu. Najtavnejším kovom je ortuť (t.t. = -39°C), najžiaruvzdornejším kovom je volfrám (t.t. = 3390°C). Kovy s teplotou topenia nad 1000 °C sa považujú za žiaruvzdorné, pod – nízkotaviteľné.

Všeobecné chemické vlastnosti kovov

Silné redukčné činidlá: Me 0 – nē → Me n +

Množstvo napätí charakterizuje porovnávaciu aktivitu kovov v redoxných reakciách vo vodných roztokoch.

1. Reakcie kovov s nekovmi

1) S kyslíkom:
2Mg + 02 -> 2MgO

2) So sírou:
Hg + S → HgS

3) S halogénmi:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) S dusíkom:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) S fosforom:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) S vodíkom (reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):
2Li + H2 -> 2LiH

Ca + H2 -> CaH2

2. Reakcie kovov s kyselinami

1) Kovy v elektrochemickom napäťovom rade až H redukujú neoxidačné kyseliny na vodík:

Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2

6Na + 2H3P04 -> 2Na3P04 + 3H 2

2) S oxidačnými kyselinami:

Keď kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie a koncentrovaná kyselina sírová interagujú s kovmi Vodík sa nikdy neuvoľňuje!

Zn + 2H2S04(K) → ZnS04 + S02 + 2H20

4Zn + 5H2SO4(K) → 4ZnSO4 + H2S + 4H20

3Zn + 4H2SO4(K) → 3ZnSO4 + S + 4H20

2H2SO4 (k) + Cu → Cu SO4 + SO2 + 2H20

10HN03 + 4Mg → 4Mg(N03)2 + NH4NO3 + 3H20

4HN03 (k) + Cu → Cu (N03) 2 + 2N02 + 2H20

3. Interakcia kovov s vodou

1) Aktívne (alkalické kovy a kovy alkalických zemín) tvoria rozpustnú zásadu (alkálie) a vodík:

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

Ca+ 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

2) Kovy strednej aktivity sú oxidované vodou pri zahriatí na oxid:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Neaktívne (Au, Ag, Pt) - nereagujú.

4. Vytesnenie menej aktívnych kovov aktívnejšími kovmi z roztokov ich solí:

Cu + HgCl2 → Hg+ CuCl2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

V priemysle sa často nepoužívajú čisté kovy, ale ich zmesi - zliatin, v ktorej sú prospešné vlastnosti jedného kovu doplnené o prospešné vlastnosti iného kovu. Meď má teda nízku tvrdosť a je nevhodná na výrobu častí strojov, zatiaľ čo zliatiny medi a zinku ( mosadz) sú už dosť tvrdé a sú široko používané v strojárstve. Hliník má vysokú ťažnosť a dostatočnú ľahkosť (nízku hustotu), ale je príliš mäkký. Na jeho základe sa pripravuje zliatina s horčíkom, meďou a mangánom - dural (dural), ktorý bez straty prospešných vlastností hliníka získava vysokú tvrdosť a stáva sa vhodnou v konštrukcii lietadiel. Zliatiny železa s uhlíkom (a prísadami iných kovov) sú všeobecne známe liatina A oceľ.

Voľné kovy sú reštaurátorov. Niektoré kovy však majú nízku reaktivitu v dôsledku skutočnosti, že sú potiahnuté povrchový oxidový film, v rôznej miere, odolný voči chemickým činidlám, ako je voda, roztoky kyselín a zásad.

Napríklad olovo je vždy pokryté oxidovým filmom, jeho prechod do roztoku vyžaduje nielen vystavenie pôsobeniu činidla (napríklad zriedenej kyseliny dusičnej), ale aj zahrievanie. Oxidový film na hliníku zabraňuje jeho reakcii s vodou, ale ničí sa kyselinami a zásadami. Voľný oxidový film (Hrdza), vznikajúce na povrchu železa vo vlhkom vzduchu, nenarúša ďalšiu oxidáciu železa.

Pod vplyvom koncentrovaný kyseliny sa tvoria na kovoch udržateľný oxidový film. Tento jav sa nazýva pasivácia. Takže koncentrovane kyselina sírová kovy ako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb sa pasivujú (a potom nereagujú s kyselinou) a v koncentrovanej kyseline dusičnej - kovy A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th a U.

Pri interakcii s oxidačnými činidlami v kyslých roztokoch sa väčšina kovov transformuje na katióny, ktorých náboj je určený stabilným oxidačným stavom daného prvku v zlúčeninách (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ a Fe 3 +)

Redukčná aktivita kovov v kyslom roztoku sa prenáša sériou napätí. Väčšina kovov sa prenesie do roztoku s kyselinou chlorovodíkovou a zriedenou kyselinou sírovou, ale Cu, Ag a Hg - iba s kyselinou sírovou (koncentrovanou) a dusičnou a Pt a Au - s „regia vodkou“.

Kovová korózia

Nežiaducou chemickou vlastnosťou kovov je ich korózia, t.j. aktívna deštrukcia (oxidácia) pri kontakte s vodou a pod vplyvom kyslíka v nej rozpusteného. (kyslíková korózia). Známa je napríklad korózia železných produktov vo vode, v dôsledku ktorej sa tvorí hrdza a produkty sa rozpadajú na prášok.

Ku korózii kovov dochádza aj vo vode v dôsledku prítomnosti rozpustených plynov CO 2 a SO 2; vzniká kyslé prostredie a katióny H + sú vytláčané aktívnymi kovmi vo forme vodíka H 2 ( vodíková korózia).

Oblasť kontaktu medzi dvoma rozdielnymi kovmi môže byť obzvlášť korozívna ( kontaktná korózia). Galvanický pár sa vyskytuje medzi jedným kovom, napríklad Fe, a iným kovom, napríklad Sn alebo Cu, umiestneným vo vode. Tok elektrónov prechádza od aktívnejšieho kovu, ktorý je v napäťovej sérii vľavo (Re), k menej aktívnemu kovu (Sn, Cu) a aktívnejší kov je zničený (korodovaný).

Práve kvôli tomu pocínovaný povrch plechoviek (železa potiahnutá cínom) pri skladovaní vo vlhkej atmosfére a neopatrnom zaobchádzaní hrdzavie (žehlička sa po objavení sa aj malého škrabanca rýchlo zrúti a žehlička sa tak dostane do kontaktu s vlhkosťou). Naopak, pozinkovaný povrch železného vedra dlho nehrdzavie, keďže aj keď dôjde k škrabancom, nekoroduje železo, ale zinok (aktívnejší kov ako železo).

Odolnosť proti korózii pre daný kov sa zvyšuje, keď je potiahnutý aktívnejším kovom alebo keď sú tavené; Potiahnutie železa chrómom alebo vytvorenie zliatiny železa a chrómu teda eliminuje koróziu železa. Chrómované železo a oceľ s obsahom chrómu ( nehrdzavejúca oceľ), majú vysokú odolnosť proti korózii.