INTERAKCJA METALI Z NIEMETALIAMI
Niemetale wykazują właściwości utleniające w reakcjach z metalami, przyjmując od nich elektrony i ulegając redukcji.
Oddziaływanie z halogenami
Halogeny (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) są silnymi utleniaczami, dlatego w normalnych warunkach wszystkie metale reagują z nimi:
2 Ja + N Hal 2 → 2 MeHal n
Produktem tej reakcji jest sól – halogenek metalu ( MeF n -fluorek, MeCl n -chlorek, MeBr n -bromek, MeI n -jodek). Podczas interakcji z metalem halogen ulega redukcji do najniższego stopnia utlenienia (-1) iNrówny stopniowi utlenienia metalu.
Szybkość reakcji zależy od aktywności chemicznej metalu i halogenu. Aktywność oksydacyjna halogenów maleje w grupie od góry do dołu (od F do I).
Interakcja z tlenem
Prawie wszystkie metale utleniają się pod wpływem tlenu (z wyjątkiem metali). Ag, Au, cz ) i powstają tlenki Ja 2 na.
Metale aktywne W normalnych warunkach łatwo wchodzą w interakcję z tlenem zawartym w powietrzu.
2 Mg + O 2 → 2 MgO (z lampą błyskową)
Metale o średniej aktywności reagują również z tlenem w zwykłych temperaturach. Ale szybkość takiej reakcji jest znacznie niższa niż przy udziale metali aktywnych.
Metale niskoaktywne utleniany przez tlen po podgrzaniu (spalanie w tlenie).
Tlenki Metale można podzielić na trzy grupy ze względu na ich właściwości chemiczne:
1. Zasadowe tlenki ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O itp.) powstają z metali na niskim stopniu utlenienia (+1, +2, zwykle poniżej +4). Zasadowe tlenki reagują z tlenkami kwasowymi i kwasami, tworząc sole:
CaO + CO 2 → CaCO 3
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O
2. Tlenki kwasowe ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 itp.) powstają z metali na wysokim stopniu utlenienia (zwykle powyżej +4). Tlenki kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi i zasadami, tworząc sole:
FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
3. Tlenki amfoteryczne ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 itp.) mają dwoistą naturę i mogą oddziaływać zarówno z kwasami, jak i zasadami:
Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O
Cr 2 O 3 + 6 NaOH → 2 Na 3
Interakcja z siarką
Wszystkie metale reagują z siarką (z wyjątkiem Au ), tworząc sole - siarczki Ja 2 S n . W tym przypadku siarka zostaje zredukowana do stopnia utlenienia „-2”. Platyna ( Pt ) oddziałuje z siarką tylko w stanie drobno pokruszonym. Metale alkaliczne, a także Ca i Mg po podgrzaniu reaguje wybuchowo z siarką. Zn, Al (w proszku) i Mg w reakcji z siarką dają błysk. Od lewej do prawej w szeregu aktywności zmniejsza się szybkość interakcji metali z siarką.
Oddziaływanie z wodorem
Niektóre metale aktywne tworzą związki z wodorem – wodorkami:
2 Na + H 2 → 2 NaH
W tych związkach wodór znajduje się na rzadkim stopniu utlenienia „-1”.
EA Nudnova, M.V. Andriukowa
Metale to grupa pierwiastków, które występują w postaci najprostszych substancji. Mają charakterystyczne właściwości, a mianowicie wysoką przewodność elektryczną i cieplną, dodatni współczynnik temperaturowy rezystancji, wysoką ciągliwość i metaliczny połysk.
Należy pamiętać, że spośród 118 odkrytych dotychczas pierwiastków chemicznych następujące należy zaliczyć do metali:
- w grupie metali ziem alkalicznych znajduje się 6 pierwiastków;
- wśród metali alkalicznych jest 6 pierwiastków;
- wśród metali przejściowych 38;
- w grupie metali lekkich 11;
- Wśród półmetali jest 7 pierwiastków,
- 14 wśród lantanowców i lantanu,
- 14 w grupie aktynowców i ukwiałów,
- Beryl i magnez nie są objęte definicją.
Na tej podstawie 96 pierwiastków klasyfikuje się jako metale. Przyjrzyjmy się bliżej, z czym reagują metale. Ponieważ większość metali ma niewielką liczbę elektronów od 1 do 3 na zewnętrznym poziomie elektronowym, w większości swoich reakcji mogą działać jako czynniki redukujące (to znaczy oddawać swoje elektrony innym pierwiastkom).
Reakcje z najprostszymi elementami
- Z wyjątkiem złota i platyny absolutnie wszystkie metale reagują z tlenem. Należy również pamiętać, że reakcja zachodzi ze srebrem w wysokich temperaturach, ale tlenek srebra (II) nie tworzy się w normalnych temperaturach. W zależności od właściwości metalu, w wyniku reakcji z tlenem powstają tlenki, ponadtlenki i nadtlenki.
Oto przykłady każdego wykształcenia chemicznego:
- tlenek litu – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
- ponadtlenek potasu – K+O 2 =KO 2;
- nadtlenek sodu – 2Na+O 2 = Na 2 O 2.
Aby otrzymać tlenek z nadtlenku, należy go zredukować tym samym metalem. Np. Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. W przypadku metali o niskiej i średniej aktywności podobna reakcja nastąpi dopiero po podgrzaniu, np.: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.
- Metale mogą reagować tylko z azotem z metalami aktywnymi, natomiast w temperaturze pokojowej może reagować tylko lit, tworząc azotki - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, natomiast po podgrzaniu zachodzi reakcja chemiczna: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N2 =Ca3N2.
- Absolutnie wszystkie metale reagują z siarką, podobnie jak z tlenem, z wyjątkiem złota i platyny. Należy pamiętać, że żelazo może reagować tylko po podgrzaniu z siarką, tworząc siarczek: Fe+S=FeS
- Tylko metale aktywne mogą reagować z wodorem. Należą do nich metale z grup IA i IIA, z wyjątkiem berylu. Takie reakcje mogą zachodzić tylko po podgrzaniu, tworząc wodorki.
Ponieważ stopień utlenienia wodoru jest brany pod uwagę? 1, metale w tym przypadku działają jako środki redukujące: 2Na + H2 = 2NaH.
- Najbardziej aktywne metale reagują również z węglem. W wyniku tej reakcji powstają acetylenki lub metanowce.
Zastanówmy się, jakie metale reagują z wodą i co powstają w wyniku tej reakcji? Acetyleny reagując z wodą dają acetylen, a metan otrzyma się w wyniku reakcji wody z metanowcami. Oto przykłady takich reakcji:
- Acetylen – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
- Metan - Na2C2+2H2O=2NaOH+C2H2.
Reakcja kwasów z metalami
Metale mogą również inaczej reagować z kwasami. Ze wszystkimi kwasami reagują tylko te metale, które należą do szeregu aktywności elektrochemicznej metali aż do wodoru.
Podajmy przykład reakcji podstawienia, który pokazuje, z czym reagują metale. Inaczej tę reakcję nazywa się redoks: Mg+2HCl=MgCl2+H2^.
Niektóre kwasy mogą również oddziaływać z metalami występującymi po wodorze: Cu+2H 2 SO 4 = CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.
Należy zauważyć, że taki rozcieńczony kwas może reagować z metalem zgodnie z pokazanym klasycznym schematem: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI
Ze względu na właściwości chemiczne metale dzielą się na:1 )Aktywny (metale alkaliczne i ziem alkalicznych, Mg, Al, Zn itp.)
2) Metaleśrednia aktywność (Fe, Cr, Mn, itp.) ;
3 )Niska aktywność (Cu, Ag)
4) Metale szlachetne – Au, Pt, Pd itp.
W reakcjach występują tylko środki redukujące. Atomy metali łatwo oddają elektrony z zewnętrznej (i części zewnętrznej) warstwy elektronowej, zamieniając się w jony dodatnie. Możliwe stopnie utlenienia Me Najniższy 0,+1,+2,+3 Najwyższy +4,+5,+6,+7,+8
1. INTERAKCJA Z NIEMETALAMI
1. Z WODOREM
Metale z grup IA i IIA reagują po podgrzaniu, z wyjątkiem berylu. Tworzą się stałe, niestabilne substancje, wodorki, inne metale nie reagują.
2K + H₂ = 2KH (wodorek potasu)
Ca + H₂ = CaH₂
2. Z TLENEM
Wszystkie metale reagują z wyjątkiem złota i platyny. Reakcja ze srebrem zachodzi w wysokich temperaturach, ale tlenek srebra(II) praktycznie nie powstaje, ponieważ jest niestabilny termicznie. Metale alkaliczne w normalnych warunkach tworzą tlenki, nadtlenki, ponadtlenki (lit - tlenek, sód - nadtlenek, potas, cez, rubid - ponadtlenek
4Li + O2 = 2Li2O (tlenek)
2Na + O2 = Na2O2 (nadtlenek)
K+O2=KO2 (nadtlenek)
Pozostałe metale głównych podgrup w normalnych warunkach tworzą tlenki o stopniu utlenienia równym numerowi grupy 2Ca+O2=2CaO
2Ca+O2=2CaO
Metale podgrup drugorzędnych w normalnych warunkach i po podgrzaniu tworzą tlenki o różnym stopniu utlenienia, a żelazo - żelazowa skala Fe3O4 (Fe⁺²O∙Fe2⁺³O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (czerwony) 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (czarny);
2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
3. Z HALOGENEM
halogenki (fluorki, chlorki, bromki, jodki). Substancje alkaliczne zapalają się w normalnych warunkach z F, Cl, Br:
2Na + Cl2 = 2NaCl (chlorek)
Ziemie alkaliczne i aluminium reagują w normalnych warunkach:
Za+Cl2=ZaCl2
2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Metale podgrup drugorzędnych w podwyższonych temperaturach
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ Zn + Cl₂ = ZnCl₂
2Fe + 3С12 = 2Fe⁺³Cl3 chlorek żelazowy (+3) 2Cr + 3Br2 = 2Cr⁺³Br3
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I(nie ma jodku miedzi (+2)!)
4. INTERAKCJA Z SIARKĄ
po podgrzaniu, nawet z metalami alkalicznymi, z rtęcią w normalnych warunkach. Wszystkie metale reagują z wyjątkiem złota i platyny
Zszary – siarczki: 2K + S = K2S 2Li+S = Li2S (siarczek)
Za+S=ZJak(siarczek) 2Al+3S = Al2S3 Cu + S = Cu⁺²S (czarny)
Zn + S = ZnS 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
5. INTERAKCJA Z FOSFOREM I AZOTEM
występuje po podgrzaniu (wyjątek: lit z azotem w normalnych warunkach):
z fosforem – fosforki: 3Ok + 2 P=Ca3P2,
Z azotem - azotki 6Li + N2 = 3Li2N (azotek litu) (n.s.) 3Mg + N2 = Mg3N2 (azotek magnezu) 2Al + N2 = 2A1N 2Cr + N2 = 2CrN 3Fe + N2 = Fe₃⁺²N₂¯³
6. INTERAKCJA Z WĘGIEM I KRZEMEM
występuje po podgrzaniu:
Węgliki powstają z węglem. Tylko najbardziej aktywne metale reagują z węglem. Z metali alkalicznych węgliki litu i sodu, potasu, rubidu, cezu nie oddziałują z węglem:
2Li + 2C = Li2C2, Ca + 2C = CaC2
Metale - pierwiastki d tworzące związki o składzie niestechiometrycznym z węglem, takie jak roztwory stałe: WC, ZnC, TiC - wykorzystywane są do produkcji stali supertwardych.
z krzemem – krzemki: 4Cs + Si = Cs4Si,
7. INTERAKCJA METALI Z WODĄ:
Metale występujące przed wodorem w szeregu napięć elektrochemicznych reagują z wodą Metale alkaliczne i ziem alkalicznych reagują z wodą bez ogrzewania, tworząc rozpuszczalne wodorotlenki (zasady) i wodór, aluminium (po zniszczeniu warstwy tlenkowej - amalgiacja), magnez po podgrzaniu, tworząc nierozpuszczalne zasady i wodór.
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
Za + 2HOH = Ca(OH)2 + H2
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Inne metale reagują z wodą tylko w stanie gorącym, tworząc tlenki (żelazo - zgorzelina)
Zn + H2O = ZnO + H2 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2 2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂
8 Z TLENEM I WODĄ
W powietrzu żelazo i chrom łatwo ulegają utlenieniu w obecności wilgoci (rdzewienie)
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3
9. INTERAKCJA METALI Z TLENKAMI
Metale (Al, Mg, Ca), redukują niemetale lub metale mniej aktywne z ich tlenków w wysokich temperaturach → metal i tlenek niemetalu lub niskoaktywny (termia wapniowa, termotermia magnezowa, aluminotermia)
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 TLENKAMI
Metale żelazo i chrom reagują z tlenkami, zmniejszając stopień utlenienia
Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O Fe+ Fe2⁺³O3 = 3Fe⁺²O
11. INTERAKCJA METALI Z ALKALIAMI
Tylko te metale, których tlenki i wodorotlenki mają właściwości amfoteryczne, oddziałują z zasadami (Zn, Al, Cr(III), Fe(III) itp. MELT → sól metalu + wodór.
2NaOH + Zn → Na2ZnO2 + H2 (cynk sodu)
2Al + 2(NaOH · H2O) = 2NaAlO2 + 3H2
ROZTWÓR → złożona sól metalu + wodór.
2NaOH + Zn0 + 2H2O = Na2 + H2 (tetrahydroksycynian sodu) 2Al+2NaOH + 6H2O = 2Na+3H2
12. INTERAKCJE Z KWASAMI (Z WYJĄTKIEM HNO3 i H2SO4 (stęż.)
Metale znajdujące się na lewo od wodoru w elektrochemicznym szeregu napięć metali wypierają go z rozcieńczonych kwasów → soli i wodoru
Pamiętać! Kwas azotowy nigdy nie uwalnia wodoru podczas interakcji z metalami.
Mg + 2HC1 = MgCl2 + H2
Al + 2HC1 = Al⁺³Сl₃ + H2
13. REAKCJE Z SOLĄ
Metale aktywne wypierają metale mniej aktywne z soli. Odzyskiwanie z rozwiązań:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
FeSO4 + Cu =REAKCJENIE
Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 +Zty
Odzyskiwanie metali ze stopionych soli
3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al
TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti
Metale grupy B reagują z solami, obniżając stopień utlenienia
2Fe⁺³Cl3 + Fe = 3Fe⁺²Cl2
Atomy metali stosunkowo łatwo oddają elektrony walencyjne i stają się jonami naładowanymi dodatnio. Dlatego metale są środkami redukującymi. Metale reagują z prostymi substancjami: Ca + C12 - CaC12 Metale aktywne reagują z wodą: 2Na + 2H20 = 2NaOH + H2f. Metale stojące w szeregu elektrod standardowych aż do wodoru oddziałują z rozcieńczonymi roztworami kwasów (z wyjątkiem HN03) z wydzieleniem wodoru: Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2f. Metale reagują z wodnymi roztworami soli metali mniej aktywnych: Ni + CuS04 = NiS04 + Cu J. Metale reagują z kwasami utleniającymi: C. Metody wytwarzania metali Współczesna metalurgia wytwarza ponad 75 metali i wiele stopów na ich bazie. W zależności od metod otrzymywania metali wyróżnia się pirohydro- i elektrometalurgię. GG) Pirometalurgia obejmuje metody otrzymywania metali z rud za pomocą reakcji redukcji prowadzonych w wysokich temperaturach. Jako środki redukujące stosuje się węgiel, metale aktywne, tlenek węgla (II), wodór i metan. Cu20 + C - 2Cu + CO, t° Cu20 + CO - 2Cu + C02, t° Cr203 + 2A1 - 2Cg + A1203, (aluminotermia) t° TiCl2 + 2Mg - Ti + 2MgCl2, (termia magnezowa) t° W03 + 3H2 = W+3H20. (wodorotermia) |C Hydrometalurgia to produkcja metali z roztworów ich soli. Na przykład, gdy rudę miedzi zawierającą tlenek miedzi (I) traktuje się rozcieńczonym kwasem siarkowym, miedź przechodzi do roztworu w postaci siarczanu: CuO + H2S04 = CuS04 + H2O. Następnie miedź usuwa się z roztworu metodą elektrolizy lub wypierania sproszkowanym żelazem: CuS04 + Fe = FeS04 + Cu. [h] Elektrometalurgia to metody wytwarzania metali z ich stopionych tlenków lub soli za pomocą elektrolizy: elektroliza 2NaCl - 2Na + Cl2. Pytania i zadania do samodzielnego rozwiązania 1. Wskaż położenie metali w układzie okresowym D.I. Mendelejewa. 2. Pokazać właściwości fizyczne i chemiczne metali. 3. Wyjaśnij przyczynę wspólnych właściwości metali. 4. Pokaż zmianę aktywności chemicznej metali głównych podgrup I i II grupy układu okresowego. 5. Jak zmieniają się właściwości metaliczne pierwiastków II i III okresu? Wymień metale najbardziej ogniotrwałe i topliwe. 7. Wskaż, które metale występują w przyrodzie w stanie rodzimym, a które jedynie w postaci związków. Jak można to wyjaśnić? 8. Jaka jest natura stopów? Jak skład stopu wpływa na jego właściwości. Pokaż na konkretnych przykładach. Wskaż najważniejsze metody otrzymywania metali z rud. 10l Wymień rodzaje pirometalurgii. Jakie środki redukujące stosuje się w poszczególnych metodach? Dlaczego? 11. Nazwij metale otrzymywane za pomocą hydrometalurgii. Jaka jest istota i jakie są zalety tej metody nad innymi? 12. Podaj przykłady wytwarzania metali z wykorzystaniem elektrometalurgii. W jakim przypadku stosuje się tę metodę? 13. Jakie są nowoczesne metody wytwarzania metali o wysokiej czystości? 14. Co to jest „potencjał elektrody”? Który metal ma najwyższy, a który najniższy potencjał elektrody w roztworze wodnym? 15. Opisać szereg standardowych potencjałów elektrod? 16. Czy można wyprzeć żelazo metaliczne z wodnego roztworu jego siarczanu za pomocą metalicznego cynku, niklu i sodu? Dlaczego? 17. Jaka jest zasada działania ogniw galwanicznych? Jakie metale można w nich zastosować? 18. Jakie procesy uważa się za korozję? Jakie znasz rodzaje korozji? 19. Co nazywa się korozją elektrochemiczną? Jakie znasz metody ochrony przed nim? 20. Jak jego kontakt z innymi metalami wpływa na korozję żelaza? Który metal ulegnie zniszczeniu jako pierwszy na uszkodzonej powierzchni żelaza ocynowanego, ocynkowanego i niklowanego? 21. Jaki proces nazywa się elektrolizą? Napisz reakcje odzwierciedlające procesy zachodzące na katodzie i anodzie podczas elektrolizy stopionego chlorku sodu, wodnych roztworów chlorku sodu, siarczanu miedzi, siarczanu sodu, kwasu siarkowego. 22. Jaką rolę pełni materiał elektrody podczas procesów elektrolizy? Podaj przykłady procesów elektrolizy zachodzących przy użyciu elektrod rozpuszczalnych i nierozpuszczalnych. 23. Stop używany do produkcji monet miedzianych zawiera 95% miedzi. Określ drugi metal zawarty w stopie, jeśli podczas obróbki monety jednokopiowej z nadmiarem kwasu solnego uwolniło się 62,2 ml wodoru (n.u.). aluminium. 24. Próbkę węglika metalu o masie 6 g spalono w tlenie. W tym przypadku powstało 2,24 litra tlenku węgla (IV) (nr). Określ, jaki metal znajdował się w węgliku. 25. Wskaż, jakie produkty zostaną wydzielone podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu niklu, jeżeli proces będzie przebiegał: a) z węglem; b) z elektrodami niklowymi? 26. Podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu miedzi na anodzie wydzieliło się 2,8 litra gazu (nie dotyczy). Co to za gaz? Co i w jakiej ilości zostało uwolnione na katodzie? 27. Narysuj schemat elektrolizy wodnego roztworu azotanu potasu przepływającego po elektrodach. Jaka jest ilość energii elektrycznej przepuszczona przez anodę, jeśli na anodzie wydzieli się 280 ml gazu (N)? ty)? Co i w jakiej ilości zostało uwolnione na katodzie?
Metale różnią się znacznie pod względem aktywności chemicznej. Aktywność chemiczną metalu można w przybliżeniu ocenić na podstawie jego położenia.
Najbardziej aktywne metale znajdują się na początku tego rzędu (po lewej), najmniej aktywne na końcu (po prawej).
Reakcje z substancjami prostymi. Metale reagują z niemetalami tworząc związki binarne. Warunki reakcji, a czasami ich produkty, znacznie się różnią dla różnych metali.
Na przykład metale alkaliczne aktywnie reagują z tlenem (w tym z powietrzem) w temperaturze pokojowej, tworząc tlenki i nadtlenki
4Li + O2 = 2Li2O;
2Na + O2 = Na2O2
Metale o średniej aktywności reagują z tlenem po podgrzaniu. W tym przypadku powstają tlenki:
2Mg + O2 = t2MgO.
Metale o niskiej aktywności (na przykład złoto, platyna) nie reagują z tlenem i dlatego praktycznie nie zmieniają swojego połysku w powietrzu.
Większość metali po podgrzaniu ze sproszkowaną siarką tworzy odpowiednie siarczki:
Reakcje z substancjami złożonymi. Związki wszystkich klas reagują z metalami - tlenkami (w tym wodą), kwasami, zasadami i solami.
Metale aktywne reagują gwałtownie z wodą w temperaturze pokojowej:
2Li + 2H 2O = 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.
Powierzchnia metali, takich jak magnez i aluminium, jest chroniona gęstą warstwą odpowiedniego tlenku. Zapobiega to zachodzeniu reakcji z wodą. Jeśli jednak ten film zostanie usunięty lub jego integralność zostanie naruszona, wówczas metale te również aktywnie reagują. Na przykład sproszkowany magnez reaguje z gorącą wodą:
Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.
W podwyższonych temperaturach z wodą reagują również mniej aktywne metale: Zn, Fe, Mil itp. W tym przypadku powstają odpowiednie tlenki. Na przykład, gdy para wodna przepuszczana jest przez gorące opiłki żelaza, zachodzi następująca reakcja:
3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.
Metale o szeregu aktywności aż do wodoru reagują z kwasami (z wyjątkiem HNO 3), tworząc sole i wodór. Metale aktywne (K, Na, Ca, Mg) reagują z roztworami kwasowymi bardzo gwałtownie (z dużą prędkością):
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Metale niskoaktywne są często praktycznie nierozpuszczalne w kwasach. Dzieje się tak na skutek tworzenia się na ich powierzchni filmu nierozpuszczalnej soli. Na przykład ołów, który znajduje się w szeregu aktywności przed wodorem, jest praktycznie nierozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach siarkowym i solnym z powodu tworzenia się na jego powierzchni filmu nierozpuszczalnych soli (PbSO 4 i PbCl 2).
Aby oddać głos, musisz włączyć JavaScript