Metale active. Metale active Galvanizare

Ce informații se pot obține dintr-o serie de tensiuni?

O gamă de tensiuni metalice este utilizată pe scară largă în chimie anorganică. În special, rezultatele multor reacții și chiar posibilitatea implementării lor depind de poziția unui anumit metal în NER. Să discutăm această problemă mai detaliat.

Interacțiunea metalelor cu acizii

Metalele situate în seria de tensiuni din stânga hidrogenului reacţionează cu acizi - agenţi neoxidanţi. Metalele situate în ERN la dreapta lui H interacționează numai cu acizi oxidanți (în special, cu HNO 3 și H 2 SO 4 concentrat).

Exemplul 1. Zincul este situat în NER la stânga hidrogenului, prin urmare, este capabil să reacționeze cu aproape toți acizii:

Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

Exemplul 2. Cuprul este situat în ERN la dreapta lui H; acest metal nu reacționează cu acizii „obișnuiți” (HCl, H 3 PO 4, HBr, acizi organici), totuși, interacționează cu acizi oxidanți (nitric, sulfuric concentrat):

Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Vă atrag atenția asupra punct important: când metalele interacționează cu acizii oxidanți, nu hidrogenul este eliberat, ci alți compuși. Puteți citi mai multe despre asta!

Interacțiunea metalelor cu apa

Metalele situate în seria de tensiune din stânga Mg reacţionează cu uşurinţă cu apa deja la temperatura camerei, eliberând hidrogen şi formând o soluţie alcalină.

Exemplul 3. Sodiul, potasiul, calciul se dizolvă ușor în apă pentru a forma o soluție alcalină:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Metalele situate în intervalul de tensiune de la hidrogen la magneziu (inclusiv) interacționează în unele cazuri cu apa, dar reacțiile necesită condiții specifice. De exemplu, aluminiul și magneziul încep să interacționeze cu H2O numai după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața metalului. Fierul nu reacționează cu apa la temperatura camerei, dar reacționează cu vaporii de apă. Cobaltul, nichelul, staniul și plumbul practic nu interacționează cu H2O, nu numai la temperatura camerei, ci și atunci când sunt încălzite.

Metalele situate pe partea dreaptă a ERN (argint, aur, platină) nu reacţionează cu apa în nicio condiţie.

Interacțiunea metalelor cu soluțiile apoase de săruri

Vom vorbi despre reacții de următorul tip:

metal (*) + sare metalică (**) = metal (**) + sare metalică (*)

Aș dori să subliniez că asteriscurile în acest caz nu indică starea de oxidare sau valența metalului, ci pur și simplu permit să se facă distincția între metalul nr. 1 și metalul nr. 2.

Pentru a realiza o astfel de reacție, trebuie îndeplinite simultan trei condiții:

1. sărurile implicate în proces trebuie dizolvate în apă (acest lucru poate fi verificat cu ușurință folosind tabelul de solubilitate);
2. metalul (*) trebuie să fie în seria tensiunilor din stânga metalului (**);
3. metalul (*) nu trebuie să reacționeze cu apa (ceea ce este ușor de verificat și de ESI).

Exemplul 4. Să ne uităm la câteva reacții:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

K + Ni(N03)2 ≠

Prima reacție este ușor de fezabil, toate condițiile de mai sus sunt îndeplinite: sulfatul de cupru este solubil în apă, zincul este în NER la stânga cuprului, Zn nu reacționează cu apa.

A doua reacție este imposibilă deoarece prima condiție nu este îndeplinită (sulfura de cupru (II) este practic insolubilă în apă). A treia reacție nu este fezabilă, deoarece plumbul este un metal mai puțin activ decât fierul (situat în dreapta în ESR). În cele din urmă, al patrulea proces NU va avea ca rezultat precipitarea nichelului deoarece potasiul reacţionează cu apa; hidroxidul de potasiu rezultat poate reacționa cu soluția de sare, dar acesta este un proces complet diferit.

Procesul de descompunere termică a nitraților

Permiteți-mi să vă reamintesc că nitrații sunt săruri ale acidului azotic. Toți nitrații se descompun atunci când sunt încălziți, dar compoziția produselor de descompunere poate varia. Compoziția este determinată de poziția metalului în seria de tensiuni.

Nitrații de metale localizați în NER la stânga magneziului, atunci când sunt încălziți, formează nitritul și oxigenul corespunzător:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

În timpul descompunerii termice a nitraților metalici aflați în domeniul de tensiune de la Mg la Cu inclusiv, se formează oxid metalic, NO 2 și oxigen:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

În cele din urmă, în timpul descompunerii nitraților metalelor mai puțin active (situați în ERN în dreapta cuprului), se formează metal, dioxid de azot și oxigen.

Diferența de potențial „substanță electrod – soluție” servește exact ca o caracteristică cantitativă a capacității unei substanțe (atât metale, cât șinemetale) intră în soluție sub formă de ioni, adică caracterstabilitatea capacității OB a ionului și a substanței sale corespunzătoare.

Această diferență de potențial se numeștepotenţialul electrodului.

Cu toate acestea, metode directe pentru măsurarea acestor diferențe de potențialnu există, așa că am convenit să le definim în raport cuașa-numitul electrod standard de hidrogen, potențialal care este convențional considerat zero (deseori numit șielectrod de referință). Un electrod standard de hidrogen este format dindintr-o placă de platină scufundată într-o soluţie de acid ce conţineconcentrația ionilor de H + 1 mol/l și spălată cu un curent de gazhidrogen în condiții standard.

Apariția unui potențial pe un electrod standard de hidrogen poate fi imaginată după cum urmează. Hidrogenul gazos, adsorbit de platină, intră în stare atomică:

H22H.

Se realizează o stare de echilibru dinamic între hidrogenul atomic format pe suprafața plăcii, ionii de hidrogen din soluție și platină (electroni!):

HH ++ e.

Procesul general este exprimat prin ecuația:

H22H++ 2e.

Platina nu participă la reacțiile redoxŞi proces activ, dar este doar un purtător de hidrogen atomic.

Dacă o placă dintr-un anumit metal, scufundată într-o soluție de sare a acestuia cu o concentrație de ioni metalici egală cu 1 mol/l, este conectată la un electrod standard de hidrogen, se obține o celulă galvanică. Forța electromotoare a acestui element(EMF), măsurată la 25° C, caracterizează potențialul electrod standard al metalului, denumit de obicei E 0 .

În raport cu sistemul H 2 /2H +, unele substanţe se vor comporta ca agenţi oxidanţi, altele ca agenţi reducători. Primit în prezent potenţiale standard practic toate metalele și multe nemetale, care caracterizează capacitatea relativă a agenților reducători sau oxidanți de a dona sau capta electroni.

Potențialele electrozilor care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul au semnul „-”, iar semnul „+” indică potențialele electrozilor care sunt agenți oxidanți.

Dacă aranjam metalele în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, atunci așa-numitul serie de tensiune electrochimică a metalelor:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, N a, M g, A l, M n, Zn, C r, F e, C d, Co, N i, Sn, P b, H, Sb, B i, С u, Hg, А g, Р d, Р t, А u.

O serie de tensiuni caracterizează proprietăți chimice metale

1. Cu cât potenţialul electrod al unui metal este mai negativ, cu atât capacitatea sa de reducere este mai mare.

2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască (reducă) din soluțiile sărate acele metale care se află în seria tensiunilor metalice după el. Singurele excepții sunt metalele alcaline și alcalino-pământoase, care nu vor reduce ionii altor metale din soluțiile sărurilor lor. Acest lucru se datorează faptului că în aceste cazuri reacțiile de interacțiune a metalelor cu apa au loc cu o viteză mai mare.

3. Toate metalele care au un potențial de electrod standard negativ, de ex. cele situate în seria de tensiune a metalelor din stânga hidrogenului sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile acide.

Trebuie remarcat faptul că seria prezentată caracterizează comportamentul metalelor și sărurilor lor numai în soluții apoase, deoarece potențialele iau în considerare particularitățile interacțiunii unui anumit ion cu moleculele de solvent. De aceea, seria electrochimică începe cu litiu, în timp ce rubidiul și potasiul mai activ din punct de vedere chimic sunt situate în dreapta litiului. Acest lucru se datorează energiei excepțional de mare a procesului de hidratare a ionilor de litiu în comparație cu ionii altor metale alcaline.

Valoarea algebrică a potențialului redox standard caracterizează activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. Prin urmare, o comparație a valorilor potențialelor redox standard ne permite să răspundem la întrebarea: are loc cutare sau cutare reacție redox?

Astfel, toate semireacțiile de oxidare a ionilor de halogenură la halogeni liberi

2 Cl – – 2 e = C l 2 E 0 = -1,36 V (1)

2 Br – -2e = V r 2 E 0 = -1,07 V (2)

2I – -2 e = I 2 E 0 = -0,54 V (3)

poate fi implementat în condiții standard atunci când se utilizează oxid de plumb ca agent oxidant ( IV ) (E 0 = 1,46 V) sau permanganat de potasiu (E 0 = 1,52 V). Când se utilizează dicromat de potasiu ( E 0 = 1,35 V) pot fi efectuate numai reacțiile (2) și (3). În cele din urmă, utilizarea acidului azotic ca agent oxidant ( E 0 = 0,96 V) permite doar o semireacție care implică ioni de iodură (3).

Astfel, un criteriu cantitativ pentru evaluarea posibilității de apariție a unei anumite reacții redox este valoarea pozitivă a diferenței dintre potențialele redox standard ale semireacțiilor de oxidare și reducere.

Seria de activitate electrochimică a metalelor(o serie de tensiuni, o serie de potențiale de electrozi standard) - o succesiune în care metalele sunt dispuse în ordinea crescătoare a potențialelor lor electrochimice standard φ 0, corespunzătoare semireacției de reducere a cationului metalic Me n+: Me n+ + nē → Eu

Utilizarea practică a seriei de activitate a metalelor

O serie de tensiuni sunt utilizate în practică pentru evaluarea comparativă a activității chimice a metalelor în reacțiile cu soluții apoase de săruri și acizi și pentru evaluarea proceselor catodice și anodice în timpul electrolizei:

• Metalele din stânga hidrogenului sunt agenți reducători mai puternici decât metalele din dreapta: îl înlocuiesc pe acesta din urmă din soluțiile sărate. De exemplu, interacțiunea Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu este posibilă numai în direcția înainte.
• Metalele din rândul din stânga hidrogenului înlocuiesc hidrogenul atunci când interacționează cu soluții apoase de acizi neoxidanți; cele mai active metale (până și aluminiu inclusiv) - și atunci când interacționează cu apa.
• Metalele din seria din dreapta hidrogenului nu interacționează cu soluțiile apoase de acizi neoxidanți în condiții normale.
• În timpul electrolizei, metalele din dreapta hidrogenului sunt eliberate la catod; reducerea metalelor moderat active este însoțită de eliberarea de hidrogen; Cele mai active metale (până la aluminiu) nu pot fi izolate din soluții apoase de sare în condiții normale.

Metalele alcaline sunt considerate cele mai active:

• litiu;
• sodiu;
• potasiu;
• rubidiu;
• cesiu;
• franceză

Proprietăți de restaurare- acestea sunt principalele proprietăți chimice caracteristice tuturor metalelor. Ele se manifestă prin interacțiune cu o mare varietate de agenți oxidanți, inclusiv agenți oxidanți din mediu. ÎN vedere generală Interacțiunea unui metal cu agenții oxidanți poate fi exprimată prin următoarea diagramă:

Me + Agent oxidant" eu(+X),

Unde (+X) este starea de oxidare pozitivă a lui Me.

Exemple de oxidare a metalelor.

Fe + O 2 → Fe(+3) 4Fe + 3O 2 = 2 Fe 2 O 3

Ti + I 2 → Ti(+4) Ti + 2I 2 = TiI 4

Zn + H + → Zn(+2) Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Seria de activitate metalică

Proprietățile reducătoare ale metalelor diferă unele de altele. Ca caracteristică cantitativă proprietăți reducătoare metalele folosesc potențialele electrodului E.

Cu cât metalul este mai activ, cu atât potenţialul său standard de electrod E o este mai negativ.

Metalele dispuse pe rând pe măsură ce activitatea lor oxidativă scade formează o serie de activități.

Seria de activitate metalică

eu

Li

K

Ca

N / A

Mg

Al

Mn

Zn

Cr

Fe

Ni

Sn

Pb

H 2

Cu

Ag

Au

Eu z+

Li+

K+

Ca2+

Na+

Mg 2+

Al 3+

Mn 2+

Zn 2+

Cr 3+

Fe 2+

Ni 2+

Sn 2+

Pb 2+

H+

Cu 2+

Ag+

Au 3+

E o ,B

-3,0

-2,9

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-1,18

-0,76

-0,74

-0,44

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+1,50

Un metal cu o valoare Eo mai negativă este capabil să reducă un cation metalic cu un potențial electrod mai pozitiv.

Reducerea unui metal dintr-o soluție de sare cu un alt metal cu activitate reducătoare mai mare se numește cimentare. Cimentarea este utilizată în tehnologiile metalurgice.

În special, Cd se obține prin reducerea acestuia dintr-o soluție de sare cu zinc.

Zn + Cd 2+ = Cd + Zn 2+

3.3. 1. Interacțiunea metalelor cu oxigenul

Oxigenul este un agent oxidant puternic. Poate oxida marea majoritate a metalelor, cu excepțiaAuŞiPt . Metalele expuse aerului intră în contact cu oxigenul, așa că atunci când studiem chimia metalelor, se acordă întotdeauna atenție particularităților interacțiunii metalului cu oxigenul.

Toată lumea știe că fierul în aer umed se acoperă cu rugină - oxid de fier hidratat. Dar multe metale sunt într-o stare compactă și nu prea temperatură ridicată prezintă rezistență la oxidare, deoarece formează pelicule de protecție subțiri pe suprafața lor. Aceste pelicule de produse de oxidare împiedică agentul de oxidare să intre în contact cu metalul. Fenomenul de formare a straturilor de protecție pe suprafața unui metal care împiedică oxidarea metalului se numește pasivare a metalului.

O creștere a temperaturii favorizează oxidarea metalelor cu oxigen. Activitatea metalelor crește în stare fin zdrobită. Majoritatea metalelor sub formă de pulbere ard în oxigen.

s-metale

Arată cea mai mare activitate de reduceres-metale. Metalele Na, K, Rb Cs se pot aprinde în aer și sunt depozitate în vase sigilate sau sub un strat de kerosen. Be și Mg sunt pasivați la temperaturi scăzute în aer. Dar când este aprinsă, banda de Mg arde cu o flacără orbitoare.

MetaleleIISubgrupurile A și Li, atunci când interacționează cu oxigenul, formează oxizi.

2Ca + O2 = 2CaO

4 Li + O 2 = 2 Li 2 O

Metalele alcaline, cu excepțiaLi, atunci când interacționează cu oxigenul, nu formează oxizi, ci peroxizieu 2 O 2 și superoxiziMeO 2 .

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

p-metale

Metale aparținândp- blocul este pasivizat în aer.

Când arde în oxigen

• metalele din subgrupa IIIA formează oxizi de tipul Eu 2 O 3,
• Sn este oxidat la SnO 2 , și Pb - până la PbO
• Bi merge la Bi2O3.

d-metale

Toated-perioada 4 metalele sunt oxidate de oxigen. Sc, Mn, Fe se oxidează cel mai ușor. Deosebit de rezistente la coroziune sunt Ti, V, Cr.

Când este ars în oxigen din toated

Când este ars în oxigen din toated-din perioada 4 elemente doar scandiul, titanul si vanadiul formeaza oxizi in care se gaseste Me cel mai înalt grad oxidare egală cu grupa nr. Perioada 4 d-metale rămase, atunci când sunt arse în oxigen, formează oxizi în care Me se află în stări de oxidare intermediare, dar stabile.

Tipuri de oxizi formați de metalele din perioada 4 d la arderea în oxigen:

• MeO forma Zn, Cu, Ni, Co. (la T>1000°C Cu formează Cu2O),
• Eu 2 O 3, formează Cr, Fe și Sc,
• MeO 2 - Mn și Ti,
• V formează un oxid mai mare - V 2 O 5 .

d-metale din perioadele 5 si 6, cu exceptia Y, La, mai rezistent la oxidare decât toate celelalte metale. Nu reacționează cu oxigenul Au, Pt .

Când este ars în oxigend-metale din perioadele 5 si 6, de regula, formeaza oxizi superiori, exceptie fac metalele Ag, Pd, Rh, Ru.

Tipuri de oxizi formați de d-metale din perioadele 5 și 6 în timpul arderii în oxigen:

• Eu 2 O 3- forma Y, La; Rh;
• MeO 2- Zr, Hf; Ir:
• Eu 2 O 5- Nb, Ta;
• MeO 3- Lu, V
• Eu 2 O 7- Tc, Re
• MeO 4 - Os
• MeO- Cd, Hg, Pd;
• Eu 2 O- Ag;

Interacțiunea metalelor cu acizii

În soluțiile acide, cationul hidrogen este un agent de oxidare. Cationul H+ poate oxida metalele din seria de activitate până la hidrogen, adică având potențiale negative ale electrodului.

Multe metale, atunci când sunt oxidate, se transformă în cationi în soluții apoase acideEu z + .

Anionii unui număr de acizi pot prezenta proprietăți oxidante, mai puternic decât H +. Astfel de agenți de oxidare includ anioni și cei mai obișnuiți acizi H 2 AŞA 4 ŞiHNO 3 .

NO 3 - anionii prezintă proprietăți oxidante la orice concentrație în soluție, dar produsele de reducere depind de concentrația acidului și de natura metalului care este oxidat.

Anionii SO42- prezintă proprietăți oxidante numai în H2SO4 concentrat.

Produși de reducere ai agenților oxidanți: H + , NO 3 - , AŞA 4 2 -

2Н + + 2е - =H 2

AŞA 4 2- din H2S04 concentrat AŞA 4 2- + 2e - + 4 H + = AŞA 2 + 2 H 2 O

(formarea de S, H 2 S este de asemenea posibilă)

NO 3 - din HNO 3 concentrat NU 3 - + e - + 2H + = NO2 + H20
NO 3 - din HNO 3 diluat NU 3 - + 3e - +4H+=NO+2H2O

(este posibilă și formarea N 2 O, N 2, NH 4 +)

Exemple de reacții între metale și acizi

Zn + H2S04 (diluat) " ZnS04 + H2

8Al + 15H 2 SO 4 (k.) " 4Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S + 12H 2 O

3Ni + 8HNO 3 (dil.) " 3Ni(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 4HNO 3 (k.) " Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Produse de oxidare a metalelor în soluții acide

Metalele alcaline formează un cation de tip Me +, metalele s din al doilea grup formează cationi Eu 2+.

Când sunt dizolvate în acizi, metalele p-bloc formează cationii indicați în tabel.

Metalele Pb și Bi sunt dizolvate numai în acid azotic.

eu	Al	Ga	În	Tl	Sn	Pb	Bi
Mez+	Al 3+	Ga 3+	În 3+	Tl+	Sn 2+	Pb 2+	Bi 3+
Eo,B	-1,68	-0,55	-0,34	-0,34	-0,14	-0,13	+0,317

Toate d-metale de 4 perioade, cu excepția Cu , poate fi oxidat de ioniH+ V solutii acide.

Tipuri de cationi formați din metale din perioada 4 d:

• Eu 2+(formă d-metale variind de la Mn la Cu)
• eu 3+ ( formează Sc, Ti, V, Cr și Fe în acid azotic).
• Ti și V formează și cationi MeO 2+

d-elementele perioadelor 5 și 6 sunt mai rezistente la oxidare decât perioadele 4d- metale.

În soluții acide, H + se poate oxida: Y, La, Cd.

Următoarele se pot dizolva în HNO3: Cd, Hg, Ag. Pd, Tc, Re se dizolvă în HNO3 fierbinte.

Următoarele se dizolvă în H2S04 fierbinte: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Metale: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W sunt de obicei dizolvate într-un amestec de HNO3 + HF.

În acva regia (un amestec de HNO 3 + HCl) Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au și Os pot fi dizolvate cu dificultate). Motivul dizolvării metalelor în acva regia sau într-un amestec de HNO 3 + HF este formarea de compuși complecși.

Exemplu. Dizolvarea aurului în acva regia devine posibilă datorită formării unui complex -

Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O

Interacțiunea metalelor cu apa

Proprietățile oxidante ale apei se datorează H(+1).

2H 2 O + 2e -" N 2 + 2OH -

Deoarece concentrația de H + în apă este scăzută, proprietățile sale de oxidare sunt scăzute. Metalele se pot dizolva în apă E< - 0,413 B. Число металлов, удовлетворяющих этому условию, значительно больше, чем число металлов, реально растворяющихся в воде. Причиной этого является образование на поверхности большинства металлов плотного слоя оксида, нерастворимого в воде. Если оксиды и гидроксиды металла растворимы в воде, то этого препятствия нет, поэтому щелочные и щелочноземельные металлы энергично растворяются в воде. Toates-metale, cu exceptia Fii și Mg se dizolvă ușor în apă.

2 N / A + 2 HOH = H 2 + 2 OH -

Na reacționează energic cu apa, eliberând căldură. H2 eliberat se poate aprinde.

2H2 +O2 = 2H2O

Mg se dizolvă numai în apă clocotită, Be este protejat de oxidare de un oxid inert insolubil

Metalele P-bloc sunt agenți reducători mai puțin puternici decâts.

Dintre metalele p, activitatea reducătoare este mai mare în metalele din subgrupa IIIA, Sn și Pb sunt agenți reducători slabi, Bi are Eo > 0.

P-metale nu se dizolvă în apă în condiții normale. Când oxidul protector este dizolvat de la suprafață în soluții alcaline cu apă, Al, Ga și Sn sunt oxidați.

Printre d-metale, ele sunt oxidate de apă când Sc și Mn, La, Y sunt încălzite Fierul reacționează cu vaporii de apă.

Interacțiunea metalelor cu soluțiile alcaline

În soluțiile alcaline, apa acționează ca un agent oxidant..

2H2O + 2e- =H2 + 2OH - Eo = - 0,826 B (pH = 14)

Proprietățile oxidante ale apei scad odată cu creșterea pH-ului datorită scăderii concentrației de H +. Totuşi, unele metale care nu se dizolvă în apă se dizolvă în soluții alcaline, de exemplu, Al, Zn și alții. Motivul principal Dizolvarea unor astfel de metale în soluții alcaline este că oxizii și hidroxizii acestor metale prezintă amfoteritate, se dizolvă în alcali, eliminând bariera dintre agentul oxidant și agentul reducător.

Exemplu. Dizolvarea Al în soluție de NaOH.

2Al + 3H 2 O + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na + 3H 2

Toate metalele, în funcție de activitatea lor redox, sunt combinate într-o serie numită seria de tensiune electrochimică a metalelor (deoarece metalele din ele sunt aranjate în ordinea creșterii potențialelor electrochimice standard) sau seria activității metalului:

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

Cele mai active metale din punct de vedere chimic sunt în seria de activitate până la hidrogen, iar cu cât metalul este situat mai în stânga, cu atât este mai activ. Metalele care ocupă locul după hidrogen în seria de activități sunt considerate inactive.

Aluminiu

Aluminiul este o culoare alb-argintiu. De bază proprietăți fizice aluminiu – ușurință, conductivitate termică și electrică ridicată. În stare liberă, atunci când este expus la aer, aluminiul este acoperit cu o peliculă durabilă de oxid de Al 2 O 3, ceea ce îl face rezistent la acțiunea acizilor concentrați.

Aluminiul aparține metalelor din familia p. Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 3s 2 3p 1. În compușii săi, aluminiul prezintă o stare de oxidare de „+3”.

Aluminiul este produs prin electroliza oxidului topit al acestui element:

2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2

Cu toate acestea, datorită randamentului scăzut al produsului, metoda de producere a aluminiului prin electroliza unui amestec de Na 3 și Al 2 O 3 este mai des utilizată. Reacția are loc atunci când este încălzită la 960C și în prezența catalizatorilor - fluoruri (AlF 3, CaF 2 etc.), în timp ce eliberarea de aluminiu are loc la catod, iar oxigenul este eliberat la anod.

Aluminiul este capabil să interacționeze cu apa după îndepărtarea peliculei de oxid de pe suprafața sa (1), interacționând cu substanțe simple(oxigen, halogeni, azot, sulf, carbon) (2-6), acizi (7) și baze (8):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)

2Al +3/2O 2 = Al 2 O 3 (2)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (3)

2Al + N 2 = 2AlN (4)

2Al +3S = Al 2 S 3 (5)

4Al + 3C = Al 4 C 3 (6)

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (7)

2Al +2NaOH +3H2O = 2Na + 3H2 (8)

Calciu

În forma sa liberă, Ca este un metal alb-argintiu. Când este expus la aer, acesta devine instantaneu acoperit cu o peliculă gălbuie, care este produsul interacțiunii sale cu componentele aerului. Calciul este un metal destul de dur și are o rețea cristalină cubică centrată pe față.

Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 4s 2. În compușii săi, calciul prezintă o stare de oxidare de „+2”.

Calciul se obține prin electroliza sărurilor topite, cel mai adesea cloruri:

CaCl2 = Ca + CI2

Calciul este capabil să se dizolve în apă pentru a forma hidroxizi, prezentând proprietăți de bază puternice (1), reacționând cu oxigenul (2), formând oxizi, interacționând cu nemetale (3-8), dizolvându-se în acizi (9):

Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2 (1)

2Ca + O 2 = 2CaO (2)

Ca + Br 2 = CaBr 2 (3)

3Ca + N2 = Ca3N2 (4)

2Ca + 2C = Ca 2 C 2 (5)

2Ca + 2P = Ca 3 P 2 (7)

Ca + H2 = CaH2 (8)

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 (9)

Fierul și compușii săi

Fierul este un metal gri. În forma sa pură este destul de moale, maleabilă și vâscoasă. Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 3d 6 4s 2. În compușii săi, fierul prezintă stări de oxidare „+2” și „+3”.

Fierul metalic reacţionează cu vaporii de apă, formând oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2

În aer, fierul se oxidează ușor, mai ales în prezența umidității (ruginile):

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

Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple, de exemplu, halogenii (1) și se dizolvă în acizi (2):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (2)

Fierul formează un întreg spectru de compuși, deoarece prezintă mai multe stări de oxidare: hidroxid de fier (II), hidroxid de fier (III), săruri, oxizi etc. Astfel, hidroxidul de fier (II) poate fi obținut prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4

Hidroxidul de fier (II) este solubil în acizi și se oxidează în hidroxid de fier (III) în prezența oxigenului.

Sărurile de fier (II) prezintă proprietăți de agent reducător și sunt transformate în compuși de fier (III).

Oxidul de fier (III) nu poate fi obținut prin arderea fierului în oxigen pentru a-l obține, este necesară arderea sulfurilor de fier sau calcinarea altor săruri de fier:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8SO 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + 3H 2 O

Compușii de fier (III) prezintă proprietăți oxidante slabe și sunt capabili să intre în reacții redox cu agenți reducători puternici:

2FeCl 3 + H 2 S = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Productie de fier si otel

Otelurile si fontele sunt aliaje de fier si carbon, cu continutul de carbon in otel de pana la 2%, iar in fonta 2-4%. Oțelurile și fontele conțin aditivi de aliere: oțeluri – Cr, V, Ni și fontă – Si.

Evidențiați diverse tipuri Oțelurile, de exemplu, sunt împărțite în oțeluri structurale, inoxidabile, pentru scule, rezistente la căldură și criogenice în funcție de scopul lor. De compozitia chimica se disting carbonul (cu conținut scăzut, mediu și ridicat de carbon) și aliajele (aliaj scăzut, mediu și ridicat). In functie de structura se disting otelurile austenitice, feritice, martensitice, perlitice si bainitice.

Oțelurile și-au găsit aplicații în multe sectoare ale economiei naționale, cum ar fi construcții, chimie, petrochimice, protecția mediului, energie de transport și alte industrii.

În funcție de forma conținutului de carbon din fontă - cementit sau grafit, precum și de cantitatea acestora, se disting mai multe tipuri de fontă: alb (culoarea deschisă a fracturii datorită prezenței carbonului sub formă de cementit), gri ( gri fractură din cauza prezenței carbonului sub formă de grafit), maleabil și rezistent la căldură. Fontele sunt aliaje foarte fragile.

Domeniile de aplicare a fontei sunt extinse - decorațiunile artistice (garduri, porți), piesele dulapurilor, echipamentele sanitare, articolele de uz casnic (tigăile) sunt realizate din fontă și este folosită în industria auto.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercita	Un aliaj de magneziu și aluminiu cu o greutate de 26,31 g a fost dizolvat în acid clorhidric. În acest caz, s-au eliberat 31.024 litri de gaz incolor. Determinați fracțiile de masă ale metalelor din aliaj.
Soluţie	Ambele metale sunt capabile să reacționeze cu acidul clorhidric, ducând la eliberarea de hidrogen: Mg +2HCI = MgCI2 + H2 2Al +6HCI = 2AlCI3 + 3H2 Să aflăm numărul total de moli de hidrogen eliberați: v(H2) =V(H2)/Vm v(H2) = 31,024/22,4 = 1,385 mol Fie cantitatea de substanță Mg x mol, iar Al fie y mol. Apoi, pe baza ecuațiilor de reacție, putem scrie expresia pentru numărul total de moli de hidrogen: x + 1,5y = 1,385 Să exprimăm masa metalelor din amestec: Apoi, masa amestecului va fi exprimată prin ecuația: 24x + 27y = 26,31 Am primit un sistem de ecuații: x + 1,5y = 1,385 24x + 27y = 26,31 Hai sa o rezolvam: 33,24 -36y+27y = 26,31 v(Al) = 0,77 mol v(Mg) = 0,23 mol Apoi, masa metalelor din amestec este: m(Mg) = 24×0,23 = 5,52 g m(Al) = 27×0,77 = 20,79 g Să găsim fracțiunile de masă ale metalelor din amestec: ώ =m(Me)/m suma ×100% ώ(Mg) = 5,52/26,31 ×100%= 20,98% ώ(Al) = 100 – 20,98 = 79,02%
Răspuns	Fracțiile de masă ale metalelor din aliaj: 20,98%, 79,02%