1

METĀLI UN TO ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS

METĀLU VISPĀRĪGS RAKSTUROJUMS

Metālus cilvēce pazīst un izmanto ļoti sen. Jau Akmens laikmetā (6. gadu tūkst.pr.m.ē.) bija pazīstami metāli tīrradņu veidā - zelts, sudrabs, varš un meteorītu dzelzs. Bronzas laikmetā (Cu+Sn, 4. gadu tūkst.pr.m.ē.) varu, svinu, alvu un to sakausējumus sāka iegūt no rūdām. Dzelzs laikmetā (2. gadu tūkst.pr.m.ē.) no rūdām sāka iegūt dzelzi (Latvijā dzelzi sāka iegūt un apstrādāt mūsu ēras 2.g.s.).

Visus elementus pieņemts iedalīt metālos, nemetālos un metaloīdos. No patlaban zināmiem 112 elementiem (no tiem 92 atrodas dabā, bet 20 ir sintezēti mākslīgi; 104. - 109. elementiem nav starptautiski apstiprinātu nosaukumu, bet 110.-112. elementiem nosaukumu vēl nav) 87 ir metāli.

92. elements urāns atrodams dabā triju izotopu veidā: urāns-238 (99,3%, pussabrukšanas periods T½=

4,51·109 g), urāns-235 (0,7%, T½= 7·108 g) un urāns-234 (0,0056%, T½= 2,48·105 g). Urānu-235 lieto kā kodolu degvielu un no tā bija izgatavota pirmā atombumba, ko 1945. gadā nometa uz Hirosimu. Urānu-238, kas ir vāji radioaktīvs, starp citu, lieto artilērijas lādiņu pildīšanai tā lielā blīvuma dēļ - tas ir 1,68 reizes smagāks par svinu. Šādus lādiņus nesen izmantoja Dienvidslāvijā (t.s. Balkānu sindroms).

Grupas 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18Periodi

1 1 H 2

He

2 3 Li

4 Be

5B

6 C

7 N

8 O

9 F

10Ne

3 11 Na

12 Mg

13Al

14Si

15 P

16 S

17 Cl

18Ar

4 19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33 As

34 Se

35 Br

36Kr

5 37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54Xe

6 55 Cs

56 Ba * 71

Lu72 Hf

73 Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86Rn

7 87 Fr

88 Ra ** 103

Lr104 Rf

105 Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Ds

111Rg

112Uub

113Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118Uuo

* Lantanīdi 57 La

58 Ce

59 Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69 Tm

70 Yb

** Aktinīdi 89 Ac

90 Th

91 Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100 Fm

101 Md

102 No

Metāli Metaloīdi Nemetāli

1. att. Elementu periodiskā sistēma

2

Metāli ir vienkāršas vielas, kurām piemīt rinda kopīgu fizikālu un ķīmisku īpašību, kas atšķiras no nemetālu īpašībām.

1. tabula

Metālu un nemetālu raksturīgo īpašību salīdzinājums

Metāli Nemetāli Metālisks spīdums

Kaļamība un plastiskums cietā

stāvoklī

Laba siltuma un elektrovadītspēja

Metālu oksīdi galvenokārt ir jonu tipa kristāli, to reakcijā ar ūdeni rodas

bāzes

Viegli oksidējas, veidojot katjonus vai savienojumus, kuros ieiet ar pozitīvu

oksidēšanās pakāpi

Nav spīduma, atšķirīga krāsa

Trauslums, kristāliskā stāvoklī cietība mainās ļoti plašās robežās

Slikta siltuma un elektrovadītspēja

Nemetālu oksīdi galvenokārt ir kovalenti savienojumi, to reakcijā ar ūdeni rodas skābes

Viegli reducējas, veidojot anjonus, kuros

ieiet ar dažādām oksidēšanās pakāpēm

No metālu fizikālām īpašībām vēl jāatzīmē:

• Parastos apstākļos visi metāli, izņemot Hg, ir cietā stāvoklī (Hg, tokuš =

= –39,9oC, Ga, tokuš = +30oC).

• Kompaktiem metāliem piemīt t.s. metāliskais spīdums (to virsmas gaismas atstarošanas spēja) un metāli ir caurspīdīgi, tikai ļoti plānā kārtiņā (to kristāliskā struktūra ir ļoti blīva).

• Raksturīgas magnētiskās īpašības: a) ferromagnetisms (Fe, Co, Ni u.c.); b) paramagnetisms (Al, Cr, Ti, V, Mo u.c.); c) diamagnetisms (Bi, Sn, Cu, Ag, Au u.c.).

Elektrotehnikā varu un alumīniju plaši lieto kā ļoti labus elektrības vadītājus. Tomēr arī šiem metāliem piemīt neliela elektriskā pretestība, kuras dēļ var zaudēt līdz 20% elektriskās enerģijas, tai pārvēršoties siltumā.

Vairāk kā 70 gadus ir zināms, ka, atdzesējot dažus metālus vai to sakausējumus zem 4K (šķidra hēlija viršanas temperatūra), tie pilnīgi zaudē elektrisko pretestību - kļūst par supravadītājiem. Šo īpašību praktiski izmantoja spēcīgu magnētisko lauku nodrošināšanai. Taču tik zemā temperatūrā supravadāmības plašāka praktiska izmantošana neatmaksājas.

1986. g. atklāja jaunus materiālus, kuriem supravadāmība piemīt temperatūrā ap 30 K un pēc tam īsā laikā zinātnieki sintezēja savienojumus ar supravadāmību pie 95 K. Šo savienojumu sastāvs ir YBa2Cu3Ox, (x = 6 vai 7). Patlaban augstākā supravadāmības temperatūra ir 133 K (HgBa2Ca2Cu3O8+x,) kur x raksturo nelielo skābekļa pārākumu attiecībā pret stehiometrisko.

Ņemot vērā, ka šķidrs slāpeklis (viršanas temperatūra ir 77 K jeb –196 0C) ir samērā lēts (ASV 1 litrs šķidra slāpekļa maksā ~ 0,05 $), paveras plašas iespējas supravadītāju savienojumu izmantošanā. Kļūst iespējama elektriskās strāvas pārvadīšana lielos attālumos bez zudumiem, superātras darbības datoru izgatavošana, transporta līdzekļi var „peldēt” – lidināties (angl. levitate) 2. att. Yamanashi magnētiskās levitācijas vilciens

3

virs supravadītāju magnētiem, novēršot berzi starp sliedēm un transporta līdzekli. 2. attēlā redzamais vilciens 2003. gadā attīstīja ātrumu 581 km stundā.

Taču pagaidām vēl nav atrisinātas daudzas tehniskas problēmas un tādēļ augstas (relatīvi) temperatūras supravadītāju pētīšana ir plašs darba lauks ķīmijā un fizikā.

METĀLU ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS

Metāli ķīmiskajās reakcijās oksidējas un ir tikai reducētāji. Tas izskaidrojams ar

nelielo elektronu skaitu ārējā enerģētiskajā līmenī (lielai daļai metālu tas ir 1 - 2) un tāpēc metālu atomi elektronus viegli zaudē, veidojot elementārus pozitīvus jonus vai savienojumus, kuros to oksidēšanas pakāpe ir pozitīvs lielums:

Me – ze– → Mez+ Šīs reakcijas ir tipiskas oksidēšanās - reducēšanās reakcijas, piemēram: 0 0 +3 –2

2Al + 3O2 = 2Al2O3 Alumīnija atoms elektronus zaudē: Al – 3e– = Al3+ Alumīnijs oksidējas, ir

reducētājs. Skābeklis elektronus pievieno: O2 + 4e– = 2O2– Skābeklis reducējas, ir

oksidētājs. Visvieglāk elektronus zaudē to metālu atomi, kuriem ir lieli atomu rādiusi un

minimāls ārējo elektronu skaits. Tad elektrona saistība ar kodolu ir vāja un tā atraušanai no kodola nepieciešamā enerģija ir niecīga. Pie šādiem metāliem pieskaitāmi sārmu un sārmzemju metāli.

Metālu reakcijas ar vienkāršām vielām

Metāliem ir raksturīgas reakcijas ar tipiskiem nemetāliem un, realizējot tās parastā vai

paaugstinātā temperatūrā, iegūst bināros savienojumus (oksīdus, nitrīdus, karbīdus u.c.), kuru īpašības mainās ļoti plašās robežās.

Tuvāk apskatīsim metālu savienojumus ar skābekli – oksīdus. Metālu oksīdi var veidoties metālu reakcijās ar skābekli, piemēram,

2Fe + O2 → 2FeO Daudzi metāli uz savas virsmas veido ļoti stabilas oksīdu aizsargplēves ( Al, V, Cr,

Mo, W, Ni, Zn u.c.), kas parastās atmosfēras apstākļos tos labi aizsargā no tālākas oksidēšanās un korozijas. Īpaši jāatzīmē Al2O3, kas ļoti labi aizsargā alumīniju no tālākas oksidēšanās un, neraugoties uz alumīnija aktivitāti, ļauj to plaši lietot elektrotehnikā, celtniecībā u.c.

Īpatnēji ar skābekli reaģē sārmu metāli. Dedzinot tos skābeklī, oksīds veidojas tikai ar litiju un arī ar nātriju ierobežota skābekļa daudzuma klātbūtnē, piemēram:

4Li + O2 → 2Li2O Lielāka skābekļa daudzuma klātbūtnē nātrijs un pārējie sārmu metāli veido

peroksīdus, piemēram: 0 0 +1 –1 2Na + O2 → Na2O2

Nātrija peroksīdam reaģējot ar ūdeni, rodas ūdeņraža peroksīds: Na2O2 + 2H2O → H2O2 + 2NaOH

Ūdeņraža peroksīdu lieto balināšanai un dezinfekcijai. Rūpnieciski to iegūst izmantojot citas reakcijas.

K, Rb, un Cs veido arī superoksīdus: K + O2 → KO2 (K+, O2–)

4

Superoksīdus lieto skābekļa reģenerācijai slēgtās telpās (zemūdenēs, kosmosa kuģos u.c.): 2KO2 + CO2 → K2CO3 + 3/2O2

Dažiem II grupas metālu oksīdiem (ZnO, CdO) piemīt pusvadītāju īpašības. Nitrīdi. Metālu nitrīdus iegūst, metāliem reaģējot ar slāpekli vai amonjaku parastajos

apstākļos vai paaugstinātā temperatūrā. Tehnikā lielākā nozīme ir metāliskajiem nitrīdiem, kurus d-metāli veido uz metālu virsmas. Parasti šiem savienojumiem nav noteikta sastāva un to īpašības ir tuvas metālu īpašībām. Metāliskie nitrīdi ir termiski stabili, cieti un ar augstu kušanas temperatūru. Tie uzlabo metālu izstrādājumu mehāniskās un antikorozīvās īpašības.

Tehnikā nozīme ir titāna (TiN), silīcija (Si3N4), bora (BN) un alumīnija (AlN) nitrīdiem. Tos izmanto ugunsizturīgu un korozijas izturīgu (piemēram, tīģeļu, termopāru čaulu, dzinēju sprauslu), abrazīvo materiālu un griezējinstrumentu ražošanai, par bioloģiskiem aizsardzības materiāliem kodolreaktoros u.c.

Karbīdi. Tie ir savienojumi ar oglekli un daudzi no tiem veidojas, metāliem tieši

iedarbojoties ar oglekli paaugstinātā temperatūrā. Tehnikā lielākā nozīme ir kalcija karbīdam, kas, sadaloties ūdenī, veido kalcija

hidroksīdu un acetilēnu: CaC2 + 2HOH → Ca(OH)2 + HC≡CH

Ogleklis veido arī kovalentu savienojumu ar silīciju, t.s. karborundu SiC. Tas ir gandrīz tikpat ciets kā dimants. To lieto griezējinstrumentu ražošanai, slīpēšanai un pulēšanai.

Metālu reakcijas ar saliktām vielām

Apskatīsim metālu reakcijas ar ūdeni, sārmu ūdens šķīdumiem, skābēm un sāļu ūdens

šķīdumiem, vēlreiz uzsverot, ka metāli ķīmiskajās pārvērtībās vienmēr darbojas kā reducētāji.

Reakcijas termodinamiski ir atļautas, ja to ∆G < 0. Gibsa enerģiju ∆G ar redoks procesa elektrodzinējspēku saista vienādojums:

∆G = – zFE, kur z ir elektronu skaits, kas reakcijā “pāriet” no reducētāja uz oksidētāju;

F ir Faradeja konstante (96500 C/mol); E (EDS) ir redoks procesa elektrodzinējspēks.

Tātad patvaļīgas reakcijas gadījumā ∆G < 0 un E > 0. Metālu ķīmisko aktivitāti redoks reakcijās ūdens šķīdumos raksturo metāla redoks

potenciāls. Ar tā palīdzību mēs varam spriest par iespējamās redoks reakcijas virzienu. Redoks reakcija ir iespējama, ja oksidētāja redoks potenciāls ir lielāks par reducētāja redoks potenciālu Eoks > Ered un reakcijas elektrodzinējspēks E (EDS) ir pozitīvs lielums:

E = Eoks – Ered > 0

Elektrodzinējspēka aprēķināšanai var izmantot standartpotenciālus, kas tuvināti ļauj

spriest vai attiecīgā reakcija termodinamiski ir atļauta. Metālu redoks potenciāli atrodami 3. att. metālu spriegumu rindā un 1. Pielikumā.

3. att. Metālu spriegumu rinda

5

Pārējās redoks potenciālu vērtības ir atrodamas ķīmijas rokasgrāmatās.

1. Metālu reakcijas ar ūdeni.

Šīs reakcijas notiek tad, ja ūdeņraža elektroda potenciāls ir lielāks par metāla elektroda potenciālu.

Ūdeņraža redoks potenciāls E0 ir atkarīgs no pH un standartapstākļos (298 K, gāzu parciālais spiediens pH2 ir 101,3 kPa) sakarību raksturo vienādojums:

E = – 0,059pH (V)

Neitrālā vidē (pH=7) ūdeņraža redoks potenciāla vērtība ir

E = – 0,059pH = – 0,059 × 7 = – 0,41 V

Tātad ar ūdeni var reaģēt visi tie metāli, kuru redoks potenciālu vērtība ir mazāka par – 0,41 V. Reakcijas noris saskaņā ar vienādojumu:

2Me + 2HOH → 2MeOH + H2

Piemēri: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 = – 2,71 V 0Na/Na

E +

E = Eoks – Ered = – 0,41 – (– 2,71) = 2,30 V; E > 0

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 = – 2,79 V 0

Ca/Ca 2E +

E = Eoks – Ered = – 0,41 – (– 2,79) = 2,38 V; E > 0

Vadoties no abu metālu redoks potenciālu vērtībām, straujāk ar ūdeni vajadzētu reaģēt kalcijam, bet nātrijam lēnāk. Tomēr praktiski tieši nātrijs reaģē ar ūdeni daudz straujāk. Šāda parādība novērojama tādēļ, ka reakcija noris uz metāla virsmas. Mazāk šķīstošā Ca(OH)2 kārtiņa aizkavē ūdens piekļūšanu metāla virsmai, jo Ca(OH)2 šķīdība ūdenī ir ievērojami mazāka par NaOH šķīdību.

Tīrs alumīnijs un cinks parastos apstākļos ar ūdeni vispār nereaģē, jo Al(OH)3 un Zn(OH)2 (līdzīgi arī Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 u.c.) ir ūdenī nešķīstoši savienojumi un aizkavē ūdens piekļūšanu metāla virsmai.

2. Metālu reakcijas ar sārmu ūdens šķīdumiem.

Arī šajos šķīdumos notiek metālu reakcijas ar ūdeni. Sārmainā vidē (pH=14) ūdeņraža redoks potenciāla vērtība ir

E = – 0,059pH = – 0,059 × 14 = – 0,82 V

Tātad sārmainā vidē ar ūdeni reaģēs metāli, kuru redoks potenciālu vērtība ir mazāka

par – 0,82 V. Ja metāls ir pārklāts ar ūdenī nešķīstoša oksīda kārtiņu (Al2O3, Cr2O3, ZnO u.c.) vai

reakcijās ar ūdeni veidojas nešķīstoši hidroksīdi, piemēram, Al(OH)3 un Zn(OH)2, tad reakcijas ar ūdeni nenotiek.

Tādēļ alumīniju plaši lieto elektrotehnikā kā labu vadītāju, celtniecībā kā konstrukciju materiālu un arī mājsaimniecībā, neraugoties uz to, ka alumīnijs ir aktīvs metāls: E0

Al3+

/Al = – 1,66 V.

6

Ja metālu oksīdi (Al2O3, BeO, PbO, SnO, Cr2O3 u.c.) un hidroksīdi ((Al(OH)3, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3 u.c.) ir amfotēri savienojumi, tie reaģē ar sārmiem, veidojot šķīstošus kompleksus savienojumus, piemēram:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Al(OH)3 +NaOH → Na[Al(OH)4]

Pēc metāla virsmas atbrīvošanās no nešķīstošo savienojumu kārtiņas, uz tās notiek alumīnija reakcija ar ūdeni:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2

Pēc tam nešķīstošais Al(OH)3 reakcijā ar sārmu atkal veido ūdenī labi šķīstošo komplekso savienojumu:

Al(OH)3 +NaOH → Na[Al(OH)4]

Summējot abus iepriekšējos vienādojumus, iegūstam:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Šo procesu rezultātā alumīnijs ar sārmu ūdens šķīdumiem reaģē ļoti strauji. Tādēļ alumīnija izstrādājumi nedrīkst atrasties kontaktā ar sārmu ūdens šķīdumiem.

3. Metālu reakcijas ar skābju ūdens šķīdumiem. Šīs reakcijas notiek dažādi un visas skābes var iedalīt divās grupās. a) Metālu reakcijas ar skābēm, kurās oksidētājs ir H3O+ jons (H3O+ jons ir

hidratēts protons H+·H2O).

Skābju HCl, H2SO4 atšķ., CH3COOH, H3PO4 u.c. ūdens šķīdumos kā oksidētājs darbojas H3O+ (H+) joni. Pieņem, ka skābju šķīdumos ūdeņraža redoks potenciāls E0 = 0 V, kaut gan patiesībā tas ir atkarīgs no šķīduma pH. Tātad teorētiski ar šiem šķīdumiem var reaģēt tie metāli, kuru redoks potenciāli ir negatīvi. Jāatzīmē, ka arī šajās reakcijās reakcijas produkta šķīdība var būtiski ietekmēt reakcijas norisi.

Piemērs.

Pb + H2SO4 → PbSO4 + H2 = 0 V; = – 0,13 V 0OH2H/OH2 223

E++

0Pb/Pb 2E +

E = Eoks – Ered = 0 – (– 0,13) = 0,13 V; E > 0

Šajā reakcijā Eox > Ered un reakcija ir iespējama. Tomēr nešķīstošā PbSO4 kārtiņa aizkavē skābes piekļūšanu metāla virsmai un šī reakcija praktiski nenotiek. Tādēļ svinu var izmantot svina akumulatoru plašu karkasu izgatavošanai.

Svins reaģē arī ar etiķskābi: Pb + 2CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + H2 Kaut arī etiķskābe ir daudz vājāka skābe nekā H2SO4 un HCl, svins ar to reaģēs

straujāk, jo reakcijas produkts Pb(CH3COO)2 ir šķīstošs.

7

b) Metālu reakcijas ar skābēm, kuru anjoni ir oksidētāji. Šādu skābju (H2SO4 konc., HNO3 konc., HNO3 atšķ., H2SeO4, HMnO4, HNO3+3HCl –

karaļūdens) anjoni ir spēcīgāki oksidētāji nekā H3O+ joni. Šajās reakcijās veidojas metālu joni un dažādi anjonu reducēšanās produkti.

Reakcijās ar koncentrētu H2SO4 no SO4

2– jona var veidoties SO2, S, vai H2S ar sēra oksidēšanas pakāpēm attiecīgi +4, 0 un –2. (Niecīgā daudzumā šajās reakcijās var izdalīties arī ūdeņradis). Jāatzīmē, ka reakcijas produktos atradīsies visi trīs savienojumi. Kurš no šiem SO4

2- reducēšanās produktiem pārsvarā veidojas, atkarīgs no vairākiem faktoriem: metāla elektroda potenciāla (metāla aktivitātes), temperatūras, un skābes koncentrācijas. Reakcijas vienādojumā jāraksta tas savienojums, kas veidosies pārsvarā.

Iespējami šādi SO42– jona reducēšanās vienādojumi:

SO4

2– + 4H+ + 2e– H2SO3 + H2O E0 = +0,17 V H2SO3 SO2↑ + H2O

SO42– + 8H+ + 6e– S↓ + 4H2O E0 = +0 36 V

SO42– + 10H+ + 8e– H2S↑ + 4H2O E0 = +0,31 V

Jo negatīvāks ir metāla elektroda potenciāls (metāls ir aktīvāks), jo skābes

reducēšanās produkti ir ar zemākām oksidēšanās pakāpēm. Piemēram:

Cu + 2H2SO4 konc → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O Reakcija notiek sildot 3Zn + 4H2SO4 konc → 3ZnSO4 + S + 4H2O Reakcija notiek sildot

4Mg + 5H2SO4 konc → 4MgSO4 + H2S↑ +4H2O Reakcija ar puskoncentrētu (50%) skābi.

Jāpiezīmē, ka auksta koncentrēta sērskābe pasivē Al, Fe, Ni, Cr, veicinot oksīdu

kārtiņas veidošanos. Tā, piemēram, dzelzceļa cisternas un mucas koncentrētas sērskābes uzglabāšanai un transportēšanai izgatavo no tērauda.

Reakcijās ar koncentrētu un atšķaidītu HNO3 var veidoties NO2, NO, N2O, N2 un

NH4+ ar oksidēšanas pakāpēm attiecīgi +4, +2, +1, 0 un –3. Šajās reakcijās, tāpat kā

reakcijās ar koncentrētu sērskābi, izdalās arī ūdeņradis, taču tikai ļoti niecīgā daudzumā. Iespējami šādi NO3

– jona reducēšanās vienādojumi: NO3

– + 2H+ +e– NO2↑ + H2O Eo = +0,80 V NO3

– + 4H+ +3e– NO↑ + 2H2O Eo = +0,96 V 2NO3

– + 10H+ + 8e– N2O↑ + 5H2O Eo = +1,12 V 2NO3

– + 12H+ + 10e– N2 ↑+ 6H2O Eo = +1,24 V NO3

– + 10H+ + 8e– NH4+ + 3H2O Eo = +0,87 V

Ar koncentrētu slāpekļskābi un mazaktīviem metāliem galvenokārt veidojas slāpekļa

savienojumi ar augstākām oksidēšanās pakāpēm, ar aktīvākiem metāliem un atšķaidītu slāpekļskābi – ar zemākām oksidēšanās pakāpēm, bet pārējos gadījumos – ar vidējām oksidēšanās pakāpēm.

Tātad metālu reakciju produktos ar HNO3 būs sāls, ūdens un viens no iespējamiem reducēšanās produktiem pārākumā (tāpat kā reakcijās ar sērskābi, parasti veidojas to maisījums). Arī šo reakciju vienādojumos jāraksta tas savienojums, kas veidosies pārsvarā.

8

2. tabulā orientējoši norādīti galvenie koncentrētas un atšķaidītas slāpekļskābes reakciju produkti ar dažādas aktivitātes metāliem.

2. tabula

Metālu un slāpekļskābes reakciju produkti

Koncentrēta HNO3

1) Al, Cr, Fe, Ni, Au, Pt, Ir, Ta 2) Mazaktīvie metāli: Cu, Ag, In, Pb u.c. 3) Aktīvie metāli Li, Na, K, Ca u.c.

Nereaģē NO2

N2O

Atšķaidīta HNO3

1) Mazaktīvie metāli, Cu, Ag 2) Aktīvie metāli Li, Na, K, Ca, Mg, kā

arī Zn un Fe

NO NH4NO3

Piemēri.

• Reakcijas ar koncentrētu slāpekļskābi:

Cu + 4HNO3 konc. → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 8Na + 10HNO3 konc. → 8NaNO3 + N2O + 5H2O

• Reakcijas ar atšķaidītu slāpekļskābi:

4Ca + 10HNO3 atšķ → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

3Ag + 4HNO3 atšķ. → 3AgNO3 + NO + 2H2O

Īpaši jāatzīmē t.s. “karaļūdens”, kas ir divu koncentrētu skābju HNO3 un HCl maisījums attiecībā 1:3. Tas reaģē pat ar zeltu un platīnu:

3Pt + 4HNO3 + 12HCl → 3PtCl4 + 4NO + 8H2O

Šajā reakcijā kā starpprodukts veidojas atomārs hlors, kas ir ļoti spēcīgs oksidētājs. Piezīme. Lai atrastu koeficientus redoks vienādojumos, var izmantot elektronu bilances metodi.

Sastādīsim vienādojumu vara reakcijai ar atšķaidītu slāpekļskābi. 1. Uzrakstām reakcijas izejvielas un produktus:

Cu + HNO3 atšķ. → Cu(NO3)2 + NO + H2O 2. Atrodam atomus, kuri maina savas oksidācijas pakāpes:

0Cu + O

5NH+

3 atšķ. → (NO2

Cu+

3)2 + + HON2+

2O 3. Sastādām elektronu vienādojumus un atrodam reizinātājus (koeficientus) reducētāja

atdoto un oksidētāja pievienoto elektronu skaita novienādošanai: 0

Cu – 2e– → 2

Cu+

× 3 5

N+

+ 3e– → 2

N+

× 2

9

4. Ievietojam atrastos koeficientus (reizinātājus) reakcijas vienādojumā, ņemot vērā, ka vēl seši nitrāta joni vajadzīgi 3Cu(NO3)2 izveidošanai, tātad pie HNO3 jāraksta koeficients 2 + 6 = 8:

3 + 8 O0

Cu5

NH+

3 atšķ. → 3 (NO2

Cu+

3)2 + 2 + HON2+

2O 5. Novienādojam ūdeņraža atomu skaitu. Kreisā pusē ir 8 ūdeņraža atomi, tātad pie

ūdens molekulas jāraksta koeficients 4:

3 + 8 O0

Cu5

NH+

3 atšķ. → 3 (NO2

Cu+

3)2 + 2 + 4HON2+

2O 6. Vēlreiz pārbaudām visu atomu skaitu abās vienādojuma pusēs. Arī skābekļa atomu

skaits abās vienādojuma pusēs ir 24, tātad vienādojums sastādīts pareizi. Aprēķinām procesa elektrodzinējspēku (standartpotenciālu vērtības skat. 1. un 2.

pielikumā): E = Eox – Ered = – = 0,96 – 0,34 = 0,62 V 0

OH2NO/H4NO 23E

++ +−0

Cu/Cu 2E +

E > 0, tātad process termodinamiski ir atļauts. 4. Metālu reakcijas ar sāļu ūdens šķīdumiem. Šajā gadījumā iespējami vairāki procesi. Pirmkārt, sāls šķīdumā atrodas metāla katjoni, kuri var būt pietiekami spēcīgi

oksidētāji, lai oksidētu metālus, kuri ir par tiem aktīvāki, piemēram,

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

E = – = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V 0Cu/Cu 2E +

0Zn/Zn 2E +

Šīs reakcijas iespējamības nosacījums ir Eox > Ered, jeb > un E > 0. Ja šis noteikums nav izpildīts, reakcija nenotiek.

0Cu/Cu 2E +

0Zn/Zn 2E +

Otrkārt, dažu sāļu katjonu vai anjonu hidrolīzes (protolīzes) rezultātā šķīduma pH var

atšķirties no neitrāla šķīduma pH, veidojoties skābai vai sārmainai videi (šķīdumā H+ (H3O+) vai OH– joni).

Treškārt, metāls var reaģēt ar skābēm vai sārmiem, kas ir radušies šķīdumā hidrolīzes

(protolīzes) rezultātā. Piemēri. • Dzelzs alumīnija hlorīda šķīdumā.

1) Alumīnija joni nevar oksidēt dzelzi Al3+ + Fe , jo:

E = – = –1,66 – (–0,44) = –1,22 V; E < 0 - reakcija nenotiek. 0Al/Al3E +

0Fe/Fe2E +

2) Alumīnija joni hidrolizējas (protolizējas), veidojot skābu vidi (šķīdums satur HCl):

Al3+ + 2H2O AlOH2+ + H3O+, jeb AlCl3 + HOH AlOHCl2 + HCl

10

3) Dzelzs reakcija ar hidrolīzes (protolīzes) produktu H3O+ (HCl):

Fe + 2 H3O+ → Fe2+ + 2H2O + H2, jeb Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 E = – = 0 – (–0,44) = 0,44 V; E > 0 - reakcija notiek. 0

OH2H/OH2 223E

++0

Fe/Fe2E +

Šo procesu dēļ dzelzs traukos nevar glabāt sāļu ūdens šķīdumus, kuri veido skābu

vidi. • Alumīnijs nātrija karbonāta šķīdumā.

1) Nātrija joni nevar oksidēt alumīniju Na+ + Al , jo:

E = – = –2,71–(–1,66) = –1,05 V; E < 0 - reakcija nenotiek. 0Na/NaE +

0Al/Al3E +

2) Karbonāta joni hidrolizējas (protolizējas), veidojot sārmainu vidi (šķīdums satur NaOH):

CO3

2– + HOH HCO3– + OH–,

jeb Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

3) Alumīnija reakcija ar hidrolīzes (protolīzes) produktu (NaOH):

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Šo procesu dēļ alumīnija traukos nevar glabāt sāļu ūdens šķīdumus, kuros veidojas sārmaina vide.

• Niķelis vara nitrāta šķīdumā.

1) Vara joni oksidē niķeli Cu(NO3)2 + Ni → Cu + Ni(NO3)2 , jo:

E0 = – = +0,34 – (–0,25) = 0,59 V; E > 0 - reakcija notiek. 0Cu/Cu 2E +

0Ni/Ni2E +

2) Vara joni hidrolizējas (protolizējas), veidojot skābu vidi (šķīdums satur

HNO3 atšķ.):

Cu2+ + 2HOH CuOH+ + H3O+, jeb Cu(NO3)2 + H2O CuOHNO3 + HNO3 atšķ.

3) Niķeļa reakcija ar hidrolīzes (protolīzes) produktu:

3Ni + 8HNO3 atšķ. → 3Ni(NO3)2 + 2NO + 4H2O E = – = + 0,96 – (–0,25) = +1,21 V; 0

OH2NO/H4NO 23E

++ +−0

Ni/Ni2E +

E > 0 - reakcija notiek.

11

• Dzelzs nātrija hlorīda šķīdumā.

1) Nātrija joni nevar oksidēt dzelzi Na+ + Fe , jo E = – = –2,71 – (–0,44) = –2,27 V; E < 0 - reakcija nenotiek. 0

Na/NaE +

0Fe/Fe2E +

2) NaCl neprotolizējas

Tātad dzelzs izstrādājumi nereaģē ar NaCl šķīdumu.

IZMANTOTĀ LITERATŪRA:

VISPĀRĪGĀ ĶĪMIJA. V.KOKARS. 1999. RTU KTF, RĪGA

12

1. Pielikums Dažu metālu elektrodu standartpotenciāli 250C temperatūrā (sprieguma rinda)

Reakcijas vienādojums E0 (V) Reakcijas vienādojums E0

(V)

Li Li+ + e − −3,02 Cd Cd2+ + 2e − −0,40

K K+ + e − −2,92 Co Co2+ + 2e − −0,28

Ca Ca2+ + 2e − −2,87 Ni Ni2+ + 2e − −0,25

Na Na+ + e − −2,71 Sn Sn2+ + 2e − −0,14

Mg Mg2+ + 2e − −2,38 Pb Pb2+ + 2e − −0,13

Al Al3+ + 3e − −1,66 Fe Fe3+ + 3e − −0,06

Ti Ti2+ + 2e − −1,63 ½H2 H+ + e − 0,0

Mn Mn2+ + 2e − −1,18 Cu Cu2+ + 2e − +0,34

Zn Zn2+ + 2e − −0,76 Ag Ag+ + e − +0,80

Cr Cr3+ + 3e − −0,74 Hg Hg2+ + 2e − +0,85

Fe Fe2+ + 2e − −0,44 Pt Pt2+ + 2e − +1,2

½H2 H+ + e − (pH = 7) −0,41 Au Au3+ + 3e − +1,5

2. Pielikums

Dažu sistēmu oksidēšanās – reducēšanās standartpotenciāli (E0) ūdens šķīdumos 250C temperatūrā

↓ piesātināts šķīdums cietas vielas klātbūtnē ↑ ar gāzi piesātināts šķīdums 101325 Pa (760 mm Hg) spiedienā

Ele-ments

Oksidētā forma

Reducētā forma Reakcijas vienādojums E0(V)

Al [Al(OH)4]− Al↓ [Al(OH)4]− + 3e − Al↓ + 4OH − −2,35

H H2O H2↑ 2H2O + 2e − H2↑ + 2OH − −0,83

N NO3− NO↑ NO3

− + 4H+ + 3e − NO↑ + 2H2O +0,96

NO3− NO2↑ NO3

− + 2H+ + e − NO2↑ + H2O +0,80

NO3− N2↑ 2NO3

− + 12H+ + 10e − N2↑ + 6H2O +1,24

NO3− N2O↑ 2NO3

− + 10H+ + 8e− N2O↑ + 5H2O +1,12

NO3− NH4

+ NO3− + 10H+ + 8e − NH4

+ + 3H2O +0,87

S SO42− S↓ SO4

2− + 8H+ + 6e − S↓ + 4H2O +0,36

SO42- H2S↑ SO4

2− + 10H+ + 8e − H2S↑ + 4H2O +0,31

SO42− H2SO3

SO2↑ + H2OSO4

2− + 4H+ + 2e − H2SO3 + H2O +0,17

Zn [Zn(OH)4]2− Zn↓ [Zn(OH)4]2− + 2e − Zn↓ + 4OH − −1,22

Sn [Sn(OH)4]2− Sn↓ [Sn(OH)4]2− + 2e − Sn↓ + 4OH − −0,91