Kovine se zelo razlikujejo po svoji kemijski aktivnosti. Kemično aktivnost kovine lahko približno ocenimo po njenem položaju v.

Najbolj aktivne kovine se nahajajo na začetku te vrstice (na levi), najbolj neaktivne - na koncu (na desni).
Reakcije z enostavnimi snovmi. Kovine reagirajo z nekovinami in tvorijo binarne spojine. Reakcijski pogoji in včasih njihovi produkti se za različne kovine zelo razlikujejo.
Na primer, alkalijske kovine aktivno reagirajo s kisikom (tudi v zraku) pri sobni temperaturi, da tvorijo okside in perokside.

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

Kovine z vmesno aktivnostjo pri segrevanju reagirajo s kisikom. V tem primeru nastanejo oksidi:

2Mg + O 2 \u003d t 2MgO.

Neaktivne kovine (na primer zlato, platina) ne reagirajo s kisikom in zato praktično ne spremenijo svojega sijaja v zraku.
Večina kovin pri segrevanju z žveplovim prahom tvori ustrezne sulfide:

Reakcije s kompleksnimi snovmi. Spojine vseh razredov reagirajo s kovinami - oksidi (vključno z vodo), kislinami, bazami in solmi.
Aktivne kovine burno reagirajo z vodo pri sobni temperaturi:

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

Površina kovin, kot sta na primer magnezij in aluminij, je zaščitena z gosto plastjo ustreznega oksida. To preprečuje reakcijo z vodo. Če pa je ta film odstranjen ali je njegova celovitost kršena, potem tudi te kovine aktivno reagirajo. Na primer, magnezij v prahu reagira z vročo vodo:

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

Pri povišanih temperaturah z vodo reagirajo tudi manj aktivne kovine: Zn, Fe, Mil itd. V tem primeru nastanejo ustrezni oksidi. Na primer, ko vodna para prehaja čez vroče železne ostružke, pride do naslednje reakcije:

3Fe + 4H 2 O \u003d t Fe 3 O 4 + 4H 2.

Kovine v nizu aktivnosti do vodika reagirajo s kislinami (razen HNO 3) in tvorijo soli in vodik. Aktivne kovine (K, Na, Ca, Mg) reagirajo s kislinskimi raztopinami zelo burno (z veliko hitrostjo):

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

Neaktivne kovine so pogosto praktično netopne v kislinah. To je posledica tvorbe netopnega solnega filma na njihovi površini. Na primer, svinec, ki je v nizu aktivnosti do vodika, se praktično ne raztopi v razredčeni žveplovi in ​​klorovodikovi kislini zaradi tvorbe filma netopnih soli (PbSO 4 in PbCl 2) na njegovi površini.

Za glasovanje morate omogočiti JavaScript

Predavanje 11 Kemijske lastnosti kovine.

Interakcija kovin s preprostimi oksidanti. Razmerje med kovinami in vodo, vodnimi raztopinami kislin, alkalij in soli. Vloga oksidnega filma in produktov oksidacije. Interakcija kovin z dušikovo in koncentrirano žveplovo kislino.

Kovine vključujejo vse s-, d-, f-elemente, pa tudi p-elemente, ki se nahajajo v spodnjem delu periodni sistem od diagonale, ki poteka od bora do astatina. AT preproste snovi V teh elementih je realizirana kovinska vez. Kovinski atomi imajo malo elektronov v zunanji elektronski lupini, v količini 1, 2 ali 3. Kovine kažejo elektropozitivne lastnosti in imajo nizko elektronegativnost, manj kot dva.

Kovine so inherentne značilnosti. To so trdne snovi, težje od vode, s kovinskim leskom. Kovine imajo visoko toplotno in električno prevodnost. Zanje je značilno oddajanje elektronov pod delovanjem različnih zunanji vplivi: izpostavljenost svetlobi, pri segrevanju, pri lomljenju (eksoelektronska emisija).

Glavna značilnost kovin je njihova sposobnost oddajanja elektronov atomom in ionom drugih snovi. Kovine so v veliki večini primerov reducenti. In to je njihova značilna kemična lastnost. Upoštevajte razmerje med kovinami in tipičnimi oksidanti, ki vključujejo preproste snovi - nekovine, vodo, kisline. Tabela 1 vsebuje informacije o razmerju med kovinami in enostavnimi oksidanti.

Tabela 1

Razmerje med kovinami in enostavnimi oksidanti

Vse kovine reagirajo s fluorom. Izjema so aluminij, železo, nikelj, baker, cink v odsotnosti vlage. Ti elementi pri reakciji s fluorom najprej tvorijo fluoridne filme, ki ščitijo kovine pred nadaljnjo reakcijo.

Pod enakimi pogoji in razlogi se železo pasivizira v reakciji s klorom. V odnosu do kisika ne tvorijo vse, ampak le nekatere kovine gosto zaščitno folijo oksidov. Pri prehodu s fluora na dušik (tabela 1) se oksidacijska aktivnost zmanjša, zato se vse več kovin ne oksidira. Na primer, samo litij in zemeljskoalkalijske kovine reagirajo z dušikom.

Razmerje med kovinami in vodo ter vodnimi raztopinami oksidantov.

V vodnih raztopinah je redukcijska aktivnost kovine označena z vrednostjo njenega standardnega redoks potenciala. Iz celotnega obsega standardnih redoks potencialov se razlikuje vrsta kovinskih napetosti, ki je navedena v tabeli 2.

tabela 2

Vrstične napetosti kovin

Oksidator	Enačba procesa elektrode	Standardni potencial elektrode φ 0, V	Reducent	Pogojna aktivnost reducentov
Li +	Li + + e - = Li	-3,045	Li	Aktiven
Rb+	Rb + + e - = Rb	-2,925	Rb	Aktiven
K+	K + + e - = K	-2,925	K	Aktiven
Cs +	Cs + + e - = Cs	-2,923	Cs	Aktiven
Ca2+	Ca 2+ + 2e - = Ca	-2,866	pribl	Aktiven
Na+	Na + + e - = Na	-2,714	Na	Aktiven
Mg2+	Mg 2+ +2 e - \u003d Mg	-2,363	mg	Aktiven
Al 3+	Al 3+ + 3e - = Al	-1,662	Al	Aktiven
Ti 2+	Ti 2+ + 2e - = Ti	-1,628	Ti	Sre dejavnost
Mn2+	Mn 2+ + 2e - = Mn	-1,180	Mn	Sre dejavnost
Cr2+	Cr 2+ + 2e - = Cr	-0,913	Kr	Sre dejavnost
H2O	2H 2 O+ 2e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,826	H2, pH=14	Sre dejavnost
Zn2+	Zn 2+ + 2e - = Zn	-0,763	Zn	Sre dejavnost
Cr3+	Cr 3+ +3e - = Cr	-0,744	Kr	Sre dejavnost
Fe2+	Fe 2+ + e - \u003d Fe	-0,440	Fe	Sre dejavnost
H2O	2H 2 O + e - \u003d H 2 + 2OH -	-0,413	H2, pH=7	Sre dejavnost
CD 2+	Cd 2+ + 2e - = Cd	-0,403	CD	Sre dejavnost
CO2+	Co 2+ +2 e - \u003d Co	-0,227	co	Sre dejavnost
Ni2+	Ni 2+ + 2e - = Ni	-0,225	Ni	Sre dejavnost
sn 2+	Sn 2+ + 2e - = Sn	-0,136	sn	Sre dejavnost
Pb 2+	Pb 2+ + 2e - = Pb	-0,126	Pb	Sre dejavnost
Fe3+	Fe 3+ + 3e - \u003d Fe	-0,036	Fe	Sre dejavnost
H+	2H + + 2e - = H 2		H2, pH=0	Sre dejavnost
Bi 3+	Bi 3+ + 3e - = Bi	0,215	Bi	Majhna aktivna
Cu2+	Cu 2+ + 2e - = Cu	0,337	Cu	Majhna aktivna
Cu+	Cu + + e - = Cu	0,521	Cu	Majhna aktivna
Hg 2 2+	Hg 2 2+ + 2e - = Hg	0,788	Hg 2	Majhna aktivna
Ag+	Ag + + e - = Ag	0,799	Ag	Majhna aktivna
Hg2+	Hg 2+ + 2e - \u003d Hg	0,854	hg	Majhna aktivna
Pt 2+	Pt 2+ + 2e - = Pt	1,2	Pt	Majhna aktivna
Au 3+	Au 3+ + 3e - = Au	1,498	Au	Majhna aktivna
Au +	Au++e-=Au	1,691	Au	Majhna aktivna

V tej seriji napetosti so podane tudi vrednosti elektrodnih potencialov vodikove elektrode v kislem (рН=0), nevtralnem (рН=7), alkalnem (рН=14) mediju. Položaj določene kovine v nizu napetosti označuje njeno sposobnost redoks interakcij v vodnih raztopinah pod standardnimi pogoji. Kovinski ioni so oksidanti, kovine pa reducenti. Čim dlje se kovina nahaja v nizu napetosti, tem močnejši oksidant v vodni raztopini so njeni ioni. Bližje kot je kovina začetku vrstice, močnejše je redukcijsko sredstvo.

Kovine se lahko izpodrivajo iz solnih raztopin. Smer reakcije je v tem primeru določena z njunim medsebojnim položajem v nizu napetosti. Upoštevati je treba, da aktivne kovine izpodrivajo vodik ne le iz vode, ampak tudi iz katere koli vodne raztopine. Zato se medsebojno izpodrivanje kovin iz raztopin njihovih soli pojavi le pri kovinah, ki se nahajajo v nizu napetosti za magnezijem.

Vse kovine so razdeljene v tri pogojne skupine, kar se odraža v naslednji tabeli.

Tabela 3

Pogojna delitev kovin

Interakcija z vodo. Oksidacijsko sredstvo v vodi je vodikov ion. Zato lahko z vodo oksidiramo le tiste kovine, katerih standardni elektrodni potencial je manjši od potenciala vodikovih ionov v vodi. Odvisen je od pH medija in je

φ \u003d -0,059 pH.

V nevtralnem okolju (рН=7) φ = -0,41 V. Narava interakcije kovin z vodo je predstavljena v tabeli 4.

Kovine z začetka niza, ki imajo potencial veliko negativnejši od -0,41 V, izpodrivajo vodik iz vode. Toda že magnezij izpodriva vodik samo iz tople vode. Običajno kovine, ki se nahajajo med magnezijem in svincem, ne izpodrivajo vodika iz vode. Na površini teh kovin se tvorijo oksidni filmi, ki imajo zaščitni učinek.

Tabela 4

Interakcija kovin z vodo v nevtralnem mediju

Interakcija kovin s klorovodikovo kislino.

Oksidacijsko sredstvo v klorovodikovi kislini je vodikov ion. Standardni potencial elektrode vodikovega iona je nič. Zato morajo vse aktivne kovine in kovine z vmesno aktivnostjo reagirati s kislino. Samo svinec kaže pasivizacijo.

Tabela 5

Interakcija kovin s klorovodikovo kislino

Baker lahko raztopimo v zelo koncentrirani klorovodikovi kislini, kljub temu, da spada med nizko aktivne kovine.

Interakcija kovin z žveplovo kislino poteka različno in je odvisna od njene koncentracije.

Reakcija kovin z razredčeno žveplovo kislino. Interakcija z razredčeno žveplovo kislino poteka na enak način kot s klorovodikovo kislino.

Tabela 6

Reakcija kovin z razredčeno žveplovo kislino

Razredčeno žveplova kislina oksidira s svojim vodikovim ionom. Interagira s tistimi kovinami, katerih elektrodni potencial je nižji od potenciala vodika. Svinec se ne topi v žveplovi kislini pri koncentraciji pod 80%, saj je sol PbSO 4, ki nastane pri interakciji svinca z žveplovo kislino, netopna in ustvarja zaščitno folijo na kovinski površini.

Interakcija kovin s koncentrirano žveplovo kislino.

V koncentrirani žveplovi kislini deluje žveplo v oksidacijskem stanju +6 kot oksidant. Je del sulfatnega iona SO 4 2-. Zato koncentrirana kislina oksidira vse kovine, katerih standardni elektrodni potencial je manjši od potenciala oksidanta. Najvišja vrednost elektrodnega potenciala pri elektrodnih procesih s sulfatnim ionom kot oksidantom je 0,36 V. Zaradi tega nekatere nizko aktivne kovine reagirajo tudi s koncentrirano žveplovo kislino.

Pri kovinah srednje aktivnosti (Al, Fe) pride do pasivizacije zaradi tvorbe gostih oksidnih filmov. Kositer se oksidira v štirivalentno stanje s tvorbo kositrovega (IV) sulfata:

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

Tabela 7

Interakcija kovin s koncentrirano žveplovo kislino

Svinec oksidira v dvovalentno stanje s tvorbo topnega svinčevega hidrosulfata. Živo srebro se raztopi v vroči koncentrirani žveplovi kislini in tvori živosrebrove (I) in živosrebrove (II) sulfate. Tudi srebro se raztopi v vreli koncentrirani žveplovi kislini.

Upoštevati je treba, da bolj ko je kovina aktivna, globlja je stopnja redukcije žveplove kisline. Z aktivnimi kovinami se kislina reducira predvsem v vodikov sulfid, čeprav so prisotni tudi drugi produkti. Na primer

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

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O;

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

Interakcija kovin z razredčeno dušikovo kislino.

V dušikovi kislini dušik v oksidacijskem stanju +5 deluje kot oksidant. Največja vrednost elektrodni potencial za nitratni ion razredčene kisline kot oksidanta je 0,96 V. Zaradi tako velike vrednosti je dušikova kislina močnejši oksidant kot žveplova kislina. To je razvidno iz dejstva, da dušikova kislina oksidira srebro. Kislina se zmanjša čim globlje, čim bolj je kovina aktivna in čim bolj je kislina razredčena.

Tabela 8

Reakcija kovin z razredčeno dušikovo kislino

Interakcija kovin s koncentrirano dušikovo kislino.

Koncentrirana dušikova kislina se običajno reducira v dušikov dioksid. Interakcija koncentrirane dušikove kisline s kovinami je predstavljena v tabeli 9.

Pri uporabi kisline v pomanjkanju in brez mešanja jo aktivne kovine reducirajo v dušik, kovine srednje aktivnosti pa v ogljikov monoksid.

Tabela 9

Interakcija koncentrirane dušikove kisline s kovinami

Interakcija kovin z raztopinami alkalij.

Kovin ni mogoče oksidirati z alkalijami. To je posledica dejstva, da so alkalijske kovine močni reducenti. Zato so njihovi ioni najšibkejši oksidanti in v vodnih raztopinah ne kažejo oksidativnih lastnosti. Vendar pa se v prisotnosti alkalij oksidacijski učinek vode kaže v večji meri kot v njihovi odsotnosti. Zaradi tega v alkalnih raztopinah kovine oksidirajo z vodo v hidrokside in vodik. Če sta oksid in hidroksid amfoterni spojini, se bosta raztopila v alkalni raztopini. Posledično kovine, ki so pasivne v čisti vodi, močno interagirajo z alkalnimi raztopinami.

Tabela 10

Interakcija kovin z raztopinami alkalij

Postopek raztapljanja je predstavljen v obliki dveh stopenj: oksidacija kovine z vodo in raztapljanje hidroksida:

Zn + 2HOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + H 2;

Zn (OH) 2 ↓ + 2NaOH \u003d Na 2.

Lastnosti kovin.

1. Osnovne lastnosti kovin.

Lastnosti kovin delimo na fizikalne, kemijske, mehanske in tehnološke.

Fizikalne lastnosti vključujejo: barvo, specifično težo, taljivost, električno prevodnost, magnetne lastnosti, toplotno prevodnost, raztezanje pri segrevanju.

Kemično - oksidativnost, topnost in odpornost proti koroziji.

Za mehanske - trdnost, trdota, elastičnost, viskoznost, plastičnost.

Na tehnološke - kaljivost, fluidnost, kovnost, varljivost, obdelovalnost.

1. Fizikalne in kemijske lastnosti.

barva. Kovine so neprozorne, tj. ne prepuščajo svetlobe in v tej odbiti svetlobi ima vsaka kovina svoj poseben odtenek – barvo.

Od tehničnih kovin so obarvani le baker (rdeče) in njegove zlitine. Barva drugih kovin sega od jekleno sive do srebrno bele. Najtanjši sloji oksidov na površini kovinskih izdelkov jim dajejo dodatne barve.

Specifična težnost. Teža enega kubičnega centimetra snovi, izražena v gramih, se imenuje specifična teža.

Glede na specifično težo ločimo lahke in težke kovine. Od tehničnih kovin je magnezij najlažji (specifična teža 1,74), najtežji je volfram (specifična teža 19,3). Specifična teža kovin je do neke mere odvisna od načina njihove proizvodnje in obdelave.

Taljivost. Sposobnost prehajanja iz trdnega v tekoče stanje pri segrevanju je najpomembnejša lastnost kovin. Pri segrevanju prehajajo vse kovine iz trdnega v tekoče stanje, pri ohlajanju staljene kovine pa iz tekočega v trdno stanje. Tališče tehničnih zlitin nima enega posebnega tališča, ampak razpon temperatur, včasih precej velik.

Električna prevodnost. Prevodnost je prenos električne energije s prostimi elektroni. Električna prevodnost kovin je tisočkrat večja od električne prevodnosti nekovinskih teles. Z naraščanjem temperature se električna prevodnost kovin zmanjšuje, z nižanjem temperature pa se povečuje. Ko se približuje absolutni ničli (-273 0 С), se električna prevodnost kovin neomejeno giblje od +232 0 (kositer) do 3370 0 (volfram). Večina se poveča (odpornost pade skoraj na nič).

Električna prevodnost zlitin je vedno nižja od električne prevodnosti ene od komponent, ki sestavljajo zlitine.

Magnetne lastnosti. Samo tri kovine so očitno magnetne (feromagnetne): železo, nikelj in kobalt ter nekatere njihove zlitine. Pri segrevanju na določene temperature tudi te kovine izgubijo svoje magnetne lastnosti. Nekatere železove zlitine niso feromagnetne niti pri sobni temperaturi. Vse ostale kovine delimo na paramagnetne (ki jih magneti privlačijo) in diamagnetne (ki jih magneti odbijajo).

Toplotna prevodnost. Toplotna prevodnost je prenos toplote v telesu iz bolj vročega mesta na manj ogreto mesto brez vidnega premikanja delcev tega telesa. Visoka toplotna prevodnost kovin omogoča hitro in enakomerno segrevanje in ohlajanje.

Od tehničnih kovin ima baker največjo toplotno prevodnost. Toplotna prevodnost železa je precej nižja, toplotna prevodnost jekla pa se spreminja glede na vsebnost komponent v njem. Z naraščanjem temperature se toplotna prevodnost zmanjšuje, z nižanjem temperature pa povečuje.

Toplotna zmogljivost. Toplotna kapaciteta je količina toplote, ki je potrebna za dvig temperature telesa za 10.

Specifična toplotna kapaciteta snovi je količina toplote v kilogramih – kalorijah, ki jo je treba prinesti 1 kg snovi, da se njena temperatura dvigne za 10.

Specifična toplotna kapaciteta kovin je v primerjavi z drugimi snovmi majhna, zaradi česar jih je relativno enostavno segreti na visoke temperature.

Razširitev pri segrevanju. Razmerje med prirastkom dolžine telesa, ko se telo segreje za 1 0, in njegove prvotne dolžine imenujemo koeficient linearne razteznosti. Za različne kovine se koeficient linearne ekspanzije zelo razlikuje. Na primer, volfram ima koeficient linearne razteznosti 4,0·10 -6 , svinec pa 29,5 ·10 -6 .

Odpornost proti koroziji. Korozija je uničenje kovine zaradi njene kemične ali elektrokemične interakcije z zunanje okolje. Primer korozije je rjavenje železa.

Visoka odpornost proti koroziji (korozijska odpornost) je pomembna naravna lastnost nekaterih kovin: platine, zlata in srebra, zato jih imenujemo plemenite. Tudi nikelj in druge neželezne kovine so dobro odporne proti koroziji. Železne kovine korodirajo močneje in hitreje kot neželezne kovine.

2. Mehanske lastnosti.

Moč. Trdnost kovine je njena sposobnost, da se upre delovanju zunanjih sil, ne da bi se zrušila.

Trdota. Trdota je sposobnost telesa, da se upre prodiranju drugega, trdnejšega telesa vanj.

Elastičnost. Elastičnost kovine je njena lastnost, da obnovi svojo obliko po prenehanju delovanja zunanjih sil, ki so povzročile spremembo oblike (deformacijo).

Viskoznost.Žilavost je sposobnost kovine, da se upre hitro naraščajočim (udarnim) zunanjim silam. Viskoznost je nasprotna lastnost krhkosti.

Plastika. Plastičnost je lastnost kovine, da se pod delovanjem zunanjih sil deformira brez uničenja in obdrži nova oblika po prenehanju oblasti. Plastičnost je lastnost, ki je nasprotna elastičnosti.

V tabeli. 1 prikazuje lastnosti tehničnih kovin.

Tabela 1.

Lastnosti tehničnih kovin.

ime kovine	Specifična teža (gostota) g \ cm 3	Tališče 0 С	Trdota po Brinellu	Natezna trdnost (natezna trdnost) kg \ mm 2	Relativna razširitev %	Relativno krčenje preseka %
Aluminij volfram Železo Kobalt magnezij Mangan baker Nikelj Kositer Svinec Chromium Cink	2,7 19,3 7,87 8,9 1,74 7,44 8,84 8,9 7,3 11,34 7,14 7,14	658 3370 1530 1490 651 1242 1083 1452 232 327 1550 419	20-37 160 50 125 25 20 35 60 5-10 4-6 108 30-42	8-11 110 25-33 70 17-20 Krhko 22 40-50 2-4 1,8 Krhko 11,3-15	40 - 21-55 3 15 Krhko 60 40 40 50 Krhko 5-20	85 - 68-55 - 20 Krhko 75 70 74 100 Krhko -

3. Pomen lastnosti kovin.

Mehanske lastnosti. Prva zahteva za vsak izdelek je zadostna trdnost.

Kovine imajo večjo trdnost v primerjavi z drugimi materiali, zato so obremenjeni deli strojev, mehanizmov in konstrukcij običajno izdelani iz kovin.

Mnogi izdelki morajo imeti poleg splošne trdnosti tudi posebne lastnosti, značilne za delovanje tega izdelka. Na primer, rezalna orodja morajo imeti visoko trdoto. Za izdelavo drugih rezilnih orodij se uporabljajo orodna jekla in zlitine.

Za izdelavo vzmeti in vzmeti se uporabljajo posebna jekla in zlitine z visoko elastičnostjo.

Nodularne kovine se uporabljajo v primerih, ko so deli med delovanjem izpostavljeni udarnim obremenitvam.

Plastičnost kovin omogoča njihovo obdelavo s pritiskom (kovanje, valjanje).

fizične lastnosti. Pri izdelavi letal, avtomobilov in vagonov je teža delov pogosto najpomembnejša karakteristika, zato so aluminijeve in predvsem magnezijeve zlitine tu nepogrešljive. Specifična trdnost (razmerje med natezno trdnostjo in specifično težo) je za nekatere zlitine, kot je aluminij, višja kot za mehko jeklo.

Taljivost uporablja se za pridobivanje ulitkov z vlivanjem staljene kovine v kalupe. Kovine z nizkim tališčem (kot je svinec) se uporabljajo kot medij za kaljenje jekla. Nekatere kompleksne zlitine so tako nizka temperatura taljenje, ki se topi v topla voda. Takšne zlitine se uporabljajo za ulivanje tiskovnih matric, v napravah, ki služijo za zaščito pred požari.

Kovine z visoko električna prevodnost(baker, aluminij) se uporabljajo v elektrotehniki, za gradnjo daljnovodov in zlitine z visoko električno upornostjo - za žarnice z žarilno nitko, električne grelnike.

Magnetne lastnosti kovine imajo primarno vlogo v elektrotehniki (dinami, motorji, transformatorji), za komunikacijske naprave (telefonski in telegrafski aparati) in se uporabljajo v številnih drugih vrstah strojev in naprav.

Toplotna prevodnost kovin omogoča ustvarjanje njihovih fizikalnih lastnosti. Toplotna prevodnost se uporablja tudi pri proizvodnji spajkanja in varjenja kovin.

Nekatere kovinske zlitine imajo koeficient linearne razteznosti, blizu ničle; takšne zlitine se uporabljajo za izdelavo preciznih instrumentov, radijskih cevi. Pri gradnji dolgih konstrukcij, kot so mostovi, je treba upoštevati raztezanje kovin. Upoštevati je treba tudi, da se dva dela iz kovin z različnimi koeficienti razteznosti in pritrjena skupaj lahko upogneta in celo zlomita pri segrevanju.

Kemijske lastnosti. Odpornost proti koroziji je še posebej pomembna pri izdelkih, ki delujejo v visoko oksidativnih okoljih (rešetke, deli kemičnih strojev in naprav). Za doseganje visoke odpornosti proti koroziji se izdelujejo posebna nerjavna, kislinsko odporna in toplotno odporna jekla, uporabljajo pa se tudi zaščitni premazi.

INTERAKCIJA KOVIN Z NEKOVINAMI

Nekovine kažejo oksidativne lastnosti v reakcijah s kovinami, sprejemajo elektrone od njih in se obnavljajo.

Interakcija s halogeni

Halogeni (F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ) so močni oksidanti, zato vse kovine medsebojno delujejo z njimi v normalnih pogojih:

2Me + n Hal 2 → 2 MeHal št

Produkt te reakcije je sol kovinskega halida ( MeF n -fluorid, MeCl n -klorid, MeBr n -bromid, MeI n -jodid). Pri interakciji s kovino se halogen reducira na najnižjo stopnjo oksidacije (-1) innenako oksidacijskemu stanju kovine.

Hitrost reakcije je odvisna od kemijske aktivnosti kovine in halogena. Oksidativna aktivnost halogenov se zmanjšuje v skupini od zgoraj navzdol (od F do I ).

Interakcija s kisikom

Kisik oksidira skoraj vse kovine (razen Ag, Au, Pt ), kar povzroči nastanek oksidov Jaz 2 O n .

aktivne kovine zlahka komunicirajo z atmosferskim kisikom v normalnih pogojih.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (z bliskavico)

Kovine z vmesno aktivnostjo reagira tudi s kisikom pri navadni temperaturi. Toda hitrost takšne reakcije je bistveno nižja kot pri sodelovanju aktivnih kovin.

Neaktivne kovine pri segrevanju oksidira s kisikom (zgorevanje v kisiku).

oksidi Kemijske lastnosti kovin lahko razdelimo v tri skupine:

1. Bazični oksidi ( Na 2 O, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O itd.) tvorijo kovine v nizkih oksidacijskih stopnjah (+1, +2, praviloma pod +4). Bazični oksidi medsebojno delujejo s kislimi oksidi in kislinami ter tvorijo soli:

CaO + CO 2 → CaCO 3

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

2. Kislinski oksidi ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 itd.) tvorijo kovine v visokih oksidacijskih stopnjah (praviloma nad +4). Kislinski oksidi medsebojno delujejo z bazičnimi oksidi in bazami, da tvorijo soli:

FeO 3 + K 2 O → K 2 FeO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

3. Amfoterni oksidi ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 itd.) imajo dvojno naravo in lahko medsebojno delujejo s kislinami in bazami:

Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) + 3H 2 O

Cr 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3

Interakcija z žveplom

Vse kovine medsebojno delujejo z žveplom (razen Au ), ki tvorijo soli - sulfide Jaz 2 S n . V tem primeru se žveplo zmanjša na oksidacijsko stanje "-2". Platina ( Pt ) sodeluje z žveplom le v fino zdrobljenem stanju. alkalijske kovine in Ca in Mg reagirajo z žveplom pri segrevanju z eksplozijo. Zn, Al (prah) in Mg v reakciji z žveplom daje blisk. V smeri od leve proti desni v nizu aktivnosti se stopnja interakcije kovin z žveplom zmanjšuje.

Interakcija z vodikom

Z vodikom tvorijo nekatere aktivne kovine spojine - hidride:

2 Na + H 2 → 2 NaH

V teh spojinah je vodik v svojem redkem oksidacijskem stanju "-1".

E.A. Nudnova, M.V. Andriukhova

Kemijske lastnosti kovin: interakcija s kisikom, halogeni, žveplom in odnos do vode, kislin, soli.

Kemijske lastnosti kovin so posledica sposobnosti njihovih atomov, da zlahka oddajo elektrone z zunanje energetske ravni in se spremenijo v pozitivno nabite ione. Tako v kemijskih reakcijah kovine delujejo kot energijski reducenti. To je njihova glavna skupna kemična lastnost.

Sposobnost oddajanja elektronov v atomih posameznih kovinskih elementov je različna. Čim lažje kovina odda svoje elektrone, tem bolj je aktivna in tem močneje reagira z drugimi snovmi. Na podlagi raziskave smo vse kovine razporedili v vrsto po padajoči aktivnosti. To serijo je prvi predlagal izjemen znanstvenik N. N. Beketov. Takšen niz aktivnosti kovin imenujemo tudi premični niz kovin ali elektrokemijski niz kovinskih napetosti. Videti je takole:

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

S to serijo lahko ugotovite, katera kovina je aktivna od druge. Ta serija vsebuje vodik, ki ni kovina. Njegove vidne lastnosti so vzete za primerjavo kot nekakšna ničla.

Kovine imajo lastnosti reduktivnih sredstev, reagirajo z različnimi oksidanti, predvsem z nekovinami. Kovine reagirajo s kisikom v normalnih pogojih ali pri segrevanju, da tvorijo okside, na primer:

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

Pri tej reakciji se atomi magnezija oksidirajo, atomi kisika pa reducirajo. Žlahtne kovine na koncu vrste reagirajo s kisikom. Aktivno se pojavljajo reakcije s halogeni, na primer zgorevanje bakra v kloru:

Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2

Reakcije z žveplom se najpogosteje pojavijo pri segrevanju, na primer:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2

Aktivne kovine v vrsti aktivnosti kovin v Mg reagirajo z vodo in tvorijo alkalije in vodik:

2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02

Kovine srednje aktivnosti od Al do H2 reagirajo z vodo v strožjih pogojih in tvorijo okside in vodik:

Pb0 + H+2O Kemijske lastnosti kovin: interakcija s kisikom Pb+2O + H02.

Sposobnost kovine, da reagira s kislinami in solmi v raztopini, je odvisna tudi od njenega položaja v vrsti izpodrivnih kovin. Kovine levo od vodika v nizu nadomestnih kovin običajno izpodrivajo (reducirajo) vodik iz razredčenih kislin, kovine na desni strani vodika pa ga ne izpodrivajo. Tako cink in magnezij reagirata s kislinskimi raztopinami, pri čemer sproščata vodik in tvorita soli, medtem ko baker ne reagira.

Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02

Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.

Kovinski atomi v teh reakcijah so reducenti, vodikovi ioni pa oksidanti.

Kovine reagirajo s solmi v vodnih raztopinah. Aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne kovine iz sestave soli. To je mogoče določiti iz serije aktivnosti kovin. Produkta reakcije sta nova sol in nova kovina. Torej, če železno ploščo potopimo v raztopino bakrovega (II) sulfata, bo čez nekaj časa na njej izstopal baker v obliki rdečega premaza:

Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0.

Če pa srebrno ploščo potopimo v raztopino bakrovega (II) sulfata, potem ne bo prišlo do reakcije:

Ag + CuSO4 ≠ .

Za izvedbo takšnih reakcij ne smemo jemati preveč aktivnih kovin (od litija do natrija), ki lahko reagirajo z vodo.

Zato lahko kovine reagirajo z nekovinami, vodo, kislinami in solmi. V vseh teh primerih so kovine oksidirane in redukcijske snovi. Za predvidevanje toka kemične reakcije z udeležbo kovin je treba uporabiti serijo premikov kovin.