Очень разб.

⁺²

Активный

N₂

⁰

Средней

HNO₃ + Meактивности N₂

⁺¹

O + Me(NO₃)_n + H₂O

Малоактивный

NO

разб.

А

⁺⁴

ктивный

NO

⁺²

Средней

H

⁺⁴

NO₃ + Meактивности NO₂ + Me(NO₃)_n + H₂O

конц. Малоактивный

NO₂

Примеры:

1. Ba + HNO₃  NH₄NO₃ + Ba(NO₃)₂ + H₂O

очень разб.

1. NO+ 10H⁺ + 8 NH₄⁺ + 3H₂O

4. Ba – 2 Ba²⁺

NO+ 10H⁺ + 4Ba = NH₄⁺ + 3H₂O + 4Ba²⁺

4Ba + 10HNO₃ = NH₄NO₃ + 4Ba(NO₃)₂ + 3H₂O

2. Zn + HNO₃  Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

разб.

4Zn – 2 Zn²⁺

12NO+ 10H⁺ + 8 N₂O + 5H₂O

4Zn + 2NO₃^- + 10H⁺ = 4Zn²⁺ + N₂O + 5H₂O

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Особенности взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой. Концентрированная серная кислота реагирует со всеми металлами, кроме Ag, Au, Pt. В концентрированной серной кислоте более сильным окислителем, чем катионы водорода, являются сульфат-ионы SO,поэтому при её взаимодействии с металлами Н₂ не выделяется, а идёт восстановление серы S⁺⁶ в анионе SO, при этом продукт восстановления зависит от активности металла:

-2Активный

0Средней h2s

активности

H₂SO₄ + Me S + MeSO₄ + H₂O

к

+4

онц. Малоактивный

SO₂

Например,

Zn + H₂SO₄  S + ZnSO₄ + H₂O

конц.

3 Zn – 2 Zn²⁺

1SO+ 8H⁺ + 6 S + 4H₂O

3Zn + SO₄^2- + 8H⁺ = 3Zn²⁺ + S + 4H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = S + 3ZnSO₄ + 4H₂O

Примечание: в концентрированных растворах НNO₃, Н₂SO₄ такие металлы как Fe, Al, Cr пассивируются образующимися оксидами.

Например,

Fe + HNO₃  Fe₂O₃ + NO₂ + H₂O

конц.

Восстановительные свойства металлов по отношению к катионам металлов. В общем ионно-молекулярном виде такой тип взаимодействия можно представить следующим образом:

Ме₁ + Ме₂ⁿ⁺  Ме₁^m+ + Ме₂

в-ль ок-ль пр. пр.

ок-ия в-ния

Ме₁ – m  Ме₁^m+

Ме₂ⁿ⁺ + n  Ме₂

Е⁰ = –

Так как самопроизвольному процессу отвечает Е⁰  0, то  .Это означает, что более активный металл (с меньшим электродным потенциалом, Ме₁) вытесняет менее активный металл (с большим электродным потенциалом, Ме₂) из раствора его соли.

Например, реакция омеднения цинка в растворе сульфата меди (II) возможна, т.к.  :

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

Литература

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1998. – 743 с.

3. Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1987. – 464 с.

4. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 702 с.

5. Курс лекций по общей химии / Р.Г. Чувиляев, Л.А. Байдаков, Б.Д. Курников, Л.Н. Блинов. – Л.: Изд-во Ленинградского ун-та, 1989. – 230 с.

6. Кукушкин Ю.Н., Маслов Е.И. Строение атома и химическая связь – Л.: Изд-во Ленинградского университета, 1973. – 79 с.

Приложение 1 Электронные конфигурации элементов

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
1	1	H
	2	He
2	3	Li
	4	Be
	5	B
	6	C
	7	N
	8	O
	9	F
	10	Ne
3	11	Na
	12	Mg
	13	Al
	14	Si
	15	P
	16	S
	17	Cl
	18	Ar
4	19	K
	20	Ca
	21	Sс
	22	Ti
	23	V
	24	Cr
	25	Mn
	26	Fe
	27	Co
	28	Ni
	29	Cu
	30	Zn
	31	Ga
	32	Ge
	33	As
	34	Se
	35	Br
	36	Kr

Продолжение

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
5	37	Rb
	38	Sr
	39	Y
	40	Zr
	41	Nb
	42	Mo
	43	Tc
	44	Ru
	45	Rh
	46	Pd
	47	Ag
	48	Cd
	49	In
	50	Sn
	51	Sb
	52	Te
	53	I
	54	Xe
6	55	Cs
	56	Ba
	57	La
	58	Ce
	59	Pr
	60	Nd
	61	Pm
	62	Sm
	63	Eu
	64	Gd
	65	Tb
	66	Dy
	67	Ho
	68	Er
	69	Tm
	70	Yb
	71	Lu
	72	Hf
	73	Ta

Продолжение

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
6	74	W
	75	Re
	76	Os
	77	Ir
	78	Pt
	79	Au
	80	Hg
	81	Tl
	82	Pb
	83	Bi
	84	Po
	85	At
	86	Rn
7	87	Fr
	88	Ra
	89	Ac
	90	Th
	91	Pa
	92	U
	93	Np
	94	Pu
	95	Am
	96	Cm
	97	Bk
	98	Cf
	99	Es
	100	Fm
	101	Md
	102	(No)
	103	(Lr)
	104	(Ku)
	105	(Ns)
	106	Rf
	107	Bh
	108	Hn
	109	Mt