Sistemas electroquímicos

características generales

Electroquímica - una rama de la química que estudia los procesos de aparición de diferencias de potencial y la conversión de energía química en energía eléctrica (celdas galvánicas), así como la implementación de reacciones químicas debido al gasto de energía eléctrica (electrólisis). Estos dos procesos, que tienen una naturaleza común, se utilizan ampliamente en la tecnología moderna.

Las células galvánicas se utilizan como fuentes de energía autónomas y de pequeño tamaño para máquinas, dispositivos de ingeniería de radio y dispositivos de control. Mediante electrólisis se obtienen diversas sustancias, se tratan superficies y se crean productos con la forma deseada.

Los procesos electroquímicos no siempre benefician a los humanos y, en ocasiones, causan grandes daños, provocando una mayor corrosión y destrucción de las estructuras metálicas. Para poder utilizar con habilidad los procesos electroquímicos y combatir fenómenos indeseables, es necesario estudiarlos y poder regularlos.

La causa de los fenómenos electroquímicos es la transferencia de electrones o un cambio en el estado de oxidación de los átomos de sustancias que participan en procesos electroquímicos, es decir, reacciones redox que ocurren en sistemas heterogéneos. En las reacciones redox, los electrones se transfieren directamente del agente reductor al agente oxidante. Si los procesos de oxidación y reducción están separados espacialmente y los electrones se dirigen a lo largo de un conductor metálico, entonces dicho sistema representará una celda galvánica. La razón de la aparición y el flujo de corriente eléctrica en una celda galvánica es la diferencia de potencial.

Potencial de electrodo. Medición de potenciales de electrodos

Si tomas una placa de cualquier metal y la sumerges en agua, los iones de la capa superficial, bajo la influencia de las moléculas de agua polares, se desprenden y se hidratan en el líquido. Como resultado de esta transición, el líquido queda cargado positivamente y el metal negativamente, ya que sobre él aparece un exceso de electrones. La acumulación de iones metálicos en el líquido comienza a inhibir la disolución del metal. Se establece un equilibrio móvil.

Yo 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

El estado de equilibrio depende tanto de la actividad del metal como de la concentración de sus iones en solución. En el caso de metales activos en la serie de voltaje hasta el hidrógeno, la interacción con las moléculas de agua polares finaliza con la separación de los iones metálicos positivos de la superficie y la transición de los iones hidratados a la solución (Fig. b). El metal queda cargado negativamente. El proceso es la oxidación. A medida que aumenta la concentración de iones cerca de la superficie, es probable que se produzca el proceso inverso: la reducción de iones. La atracción electrostática entre los cationes en solución y el exceso de electrones en la superficie forma una doble capa eléctrica. Esto provoca la aparición de una determinada diferencia de potencial, o salto de potencial, en la interfaz entre el metal y el líquido. La diferencia de potencial que surge entre un metal y el ambiente acuoso que lo rodea se llama potencial de electrodo. Cuando un metal se sumerge en una solución de una sal de ese metal, el equilibrio cambia. Aumentar la concentración de iones de un metal determinado en solución facilita el proceso de transición de iones de solución a metal. Los metales cuyos iones tienen una capacidad significativa para pasar a la solución estarán cargados positivamente en dicha solución, pero en menor medida que en el agua pura.

Para metales inactivos, la concentración de equilibrio de iones metálicos en solución es muy pequeña. Si dicho metal se sumerge en una solución de una sal de este metal, se liberan iones cargados positivamente sobre el metal con mayor velocidad Cómo se transfieren los iones del metal a la solución. La superficie del metal recibirá una carga positiva y la solución recibirá una carga negativa debido al exceso de aniones de sal. Y en este caso, aparece una doble capa eléctrica en la interfaz metal-solución, de ahí una cierta diferencia de potencial (Fig. c). En el caso considerado, el potencial del electrodo es positivo.

Arroz. El proceso de transición de un ion de un metal a una solución:

un balance; b – disolución; c – deposición

El potencial de cada electrodo depende de la naturaleza del metal, la concentración de sus iones en la solución y la temperatura. Si se sumerge un metal en una solución de su sal que contiene un mol de ion metálico por 1 dm 3 (cuya actividad es 1), entonces el potencial del electrodo será un valor constante a una temperatura de 25 o C y una presión de 1 Cajero automático. Este potencial se llama potencial de electrodo estándar (Eo).

Los iones metálicos que tienen carga positiva, penetran en la solución y se mueven en el campo potencial de la interfaz metal-solución, gastan energía. Esta energía se compensa mediante el trabajo de expansión isotérmica desde una mayor concentración de iones en la superficie a una menor en la solución. Los iones positivos se acumulan en la capa superficial hasta una concentración Con oh, y luego pasa a la solución, donde la concentración de iones libres Con. El trabajo del campo eléctrico EnF es igual al trabajo isotérmico de expansión RTln(с o /с). Al igualar ambas expresiones de trabajo, podemos derivar la magnitud del potencial

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

donde E es el potencial del metal, V; R – constante universal de los gases, J/mol K; T – temperatura, K; n – carga de iones; F – número de Faraday; с – concentración de iones libres;

с о – concentración de iones en la capa superficial.

No es posible medir directamente el valor del potencial, ya que es imposible determinar experimentalmente el valor del potencial. Los valores se determinan experimentalmente. potenciales de electrodo con respecto al valor del otro electrodo, cuyo potencial se supone convencionalmente que es cero. Tal electrodo estándar o de referencia es electrodo de hidrógeno normal (n.v.e.) . La estructura del electrodo de hidrógeno se muestra en la figura. Consiste en una placa de platino recubierta con platino depositado electrolíticamente. El electrodo se sumerge en una solución 1 M de ácido sulfúrico (la actividad de los iones de hidrógeno es de 1 mol/dm3) y se lava con una corriente de gas hidrógeno a una presión de 101 kPa y T = 298 K. Cuando el platino está saturado con hidrógeno , el equilibrio se establece en la superficie del metal, el proceso general se expresa mediante la ecuación

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Si una placa de metal sumergida en una solución 1 M de una sal de este metal se conecta mediante un conductor externo a un electrodo de hidrógeno estándar, y las soluciones se conectan mediante una llave electrolítica, entonces obtenemos una celda galvánica (Fig. 32). La fuerza electromotriz de esta celda galvánica será la cantidad potencial de electrodo estándar de un metal dado (E oh ).

Esquema para medir el potencial de un electrodo estándar.

relativo al electrodo de hidrógeno

Tomando zinc en una solución 1 M de sulfato de zinc como electrodo y conectándolo con un electrodo de hidrógeno, obtenemos una celda galvánica, cuyo circuito se escribirá de la siguiente manera:

(-) Zn/Zn2+ // 2H + /H2, Pt (+).

En el diagrama, una línea indica la interfaz entre el electrodo y la solución, dos líneas indican la interfaz entre las soluciones. El ánodo está escrito a la izquierda y el cátodo a la derecha. En tal elemento, tiene lugar la reacción Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2, y los electrones pasan a través del circuito externo desde el electrodo de zinc al de hidrógeno. Potencial de electrodo estándar para electrodo de zinc (-0,76 V).

Tomando una placa de cobre como electrodo, en las condiciones especificadas en combinación con un electrodo de hidrógeno estándar, obtenemos una celda galvánica.

(-) Pt, H2/2H+ //Cu2+/Cu(+).

En este caso, se produce la reacción: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Los electrones se mueven a través del circuito externo desde el electrodo de hidrógeno al electrodo de cobre. Potencial de electrodo estándar del electrodo de cobre (+0,34 V).

Varios potenciales de electrodos estándar (voltajes). ecuación de nernst

Al disponer los metales en orden creciente de sus potenciales de electrodo estándar, se obtiene una serie de voltajes de Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), o una serie de potenciales de electrodo estándar. En la tabla se muestran los valores numéricos de los potenciales de electrodos estándar para varios metales técnicamente importantes.

Rango de tensión del metal

Varias tensiones caracterizan algunas propiedades de los metales:

1. Cuanto menor es el potencial del electrodo de un metal, más activo es químicamente, más fácil es oxidarse y más difícil es recuperarse de sus iones. Los metales activos en la naturaleza existen solo en forma de compuestos Na, K, ..., se encuentran en la naturaleza tanto en forma de compuestos como en estado libre de Cu, Ag, Hg; Au, Pt - sólo en estado libre;

2. Los metales que tienen un potencial de electrodo más negativo que el magnesio desplazan el hidrógeno del agua;

3. Los metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno desplazan el hidrógeno de las soluciones de ácidos diluidos (cuyos aniones no exhiben propiedades oxidativas);

4. Cada metal de la serie que no se descompone en agua desplaza a los metales que tienen valores de potenciales de electrodo más positivos de las soluciones de sus sales;

5. Cuanto más difieren los metales en los valores de los potenciales de los electrodos, más valor mas alto f.e.m. A partir de ellos se construirá una celda galvánica.

La dependencia del potencial del electrodo (E) de la naturaleza del metal, la actividad de sus iones en solución y la temperatura se expresa mediante la ecuación de Nernst.

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

donde E o Me es el potencial del electrodo estándar del metal y Men + es la actividad de los iones metálicos en solución. A una temperatura estándar de 25 o C, para soluciones diluidas, reemplazando la actividad (a) por la concentración (c), logaritmo natural decimal y sustituyendo los valores de R, T y F, obtenemos

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Por ejemplo, para un electrodo de zinc colocado en una solución de su sal, la concentración de iones hidratados Zn 2+ × mH 2 O Abreviémoslo como Zn 2+ , entonces

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Si = 1 mol/dm 3, entonces E Zn = E o Zn.

Celdas galvánicas, su fuerza electromotriz.

Dos metales sumergidos en soluciones de sus sales, conectados por un conductor, forman una celda galvánica. La primera pila galvánica fue inventada por Alejandro Volt en 1800. La pila estaba formada por placas de cobre y zinc separadas por un paño empapado en una solución de ácido sulfúrico. Cuando se conectan una gran cantidad de placas en serie, el elemento Volta tiene una fuerza electromotriz (fem) significativa.

La aparición de una corriente eléctrica en una celda galvánica es causada por la diferencia en los potenciales de los electrodos de los metales tomados y va acompañada de transformaciones químicas que ocurren en los electrodos. Consideremos el funcionamiento de una celda galvánica usando el ejemplo de una celda de cobre-zinc (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Diagrama de una celda galvánica Daniel-Jacobi de cobre-zinc

En un electrodo de zinc sumergido en una solución de sulfato de zinc (c = 1 mol/dm 3), se produce la oxidación del zinc (disolución del zinc) Zn o - 2e = Zn 2+. Los electrones ingresan al circuito externo. El Zn es una fuente de electrones. Se considera que la fuente de electrones es el electrodo negativo, el ánodo. Sobre un electrodo de cobre sumergido en una solución de sulfato de cobre (c = 1 mol/dm 3), se reducen los iones metálicos. Los átomos de cobre se depositan sobre el electrodo Cu 2+ + 2e = Cu o. El electrodo de cobre es positivo. Es el cátodo. Al mismo tiempo, algunos iones SO 4 2- pasan a través del puente salino a un recipiente con una solución de ZnSO 4 . Sumando las ecuaciones de los procesos que ocurren en el ánodo y el cátodo, obtenemos la ecuación total

o en forma molecular

Esta es una reacción redox común que ocurre en la interfaz metal-solución. La energía eléctrica de una celda galvánica se obtiene debido a reacción química. La celda galvánica considerada se puede escribir en forma de un breve circuito electroquímico.

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

Una condición necesaria para el funcionamiento de una celda galvánica es la diferencia de potencial, se llama Fuerza electromotriz de una celda galvánica (fem) . F.E.M. cualquier elemento galvánico en funcionamiento tiene un valor positivo. Para calcular la fem. celda galvánica, es necesario restar el valor del potencial menos positivo del valor del potencial más positivo. Entonces f.e.m. La celda galvánica de cobre-zinc en condiciones estándar (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) es igual a la diferencia entre los potenciales de los electrodos estándar de cobre (cátodo) y zinc (ánodo), es decir es

f.e.m. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

Cuando se combina con zinc, el ion Cu 2+ se reduce.

La diferencia en los potenciales de los electrodos necesarios para el funcionamiento se puede crear utilizando la misma solución de diferentes concentraciones y los mismos electrodos. Esta celda galvánica se llama concentración , y funciona igualando las concentraciones de la solución. Un ejemplo sería una celda compuesta por dos electrodos de hidrógeno.

Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,

donde c` = `; c`` = ``.

Si p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059lg(s``/s`).

En с` = 1 mol-ion/dm 3 fem. El elemento está determinado por la concentración de iones de hidrógeno en la segunda solución, es decir, E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Determinación de la concentración de iones de hidrógeno y, en consecuencia, del pH del medio midiendo la fem. el elemento galvánico correspondiente se llama potenciometría.

Baterías

Baterías Se denominan células galvánicas de acción reutilizable y reversible. Son capaces de convertir la energía química acumulada en energía eléctrica durante la descarga y la energía eléctrica en energía química, creando una reserva durante la carga. Desde la f.e.m. las baterías son pequeñas; durante el funcionamiento, generalmente se conectan a baterías.

Batería de ácido sólido . Una batería de plomo-ácido consta de dos placas de plomo perforadas, una de las cuales (negativa) después de la carga contiene un relleno: plomo activo esponjoso y la otra (positiva), dióxido de plomo. Ambas placas se sumergen en una solución de ácido sulfúrico al 25 - 30% (Fig. 35). Circuito de batería

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Antes de cargar, se unta en los poros de los electrodos de plomo una pasta que contiene, además del aglutinante orgánico, óxido de plomo PbO. Como resultado de la interacción del óxido de plomo con el ácido sulfúrico, se forma sulfato de plomo en los poros de las placas de los electrodos.

PbO + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O .

Las baterías se cargan pasando corriente eléctrica.

Proceso de descarga

En total, los procesos que ocurren al cargar y descargar una batería se pueden representar de la siguiente manera:

Al cargar una batería, la densidad del electrolito (ácido sulfúrico) aumenta y al descargarla disminuye. La densidad del electrolito determina el grado de descarga de la batería. F.E.M. Batería de plomo 2,1 V.

Ventajas batería de plomo-ácido: alta capacidad eléctrica, funcionamiento estable, un gran número de ciclos (descarga-carga). Defectos - gran masa y, en consecuencia, baja capacidad específica, desprendimiento de hidrógeno durante la carga y falta de estanqueidad en presencia de una solución concentrada de ácido sulfúrico. Las pilas alcalinas son mejores a este respecto.

Baterias alkalinas. Estos incluyen baterías de cadmio-níquel y hierro-níquel de T. Edison.

Circuitos de baterías Edison y baterías de plomo.

Son similares entre sí. La diferencia radica en el material de las placas de los electrodos negativos. En el primer caso son cadmio, en el segundo son hierro. El electrolito es una solución de KOH ω = 20% . mejor significado práctico Tienen baterías de cadmio-níquel. Diagrama de batería de cadmio-níquel

(-) Cd / solución de KOH / Ni 2 O 3 / Ni (+).

El funcionamiento de una batería de cadmio-níquel se basa en una reacción redox que involucra Ni 3+

F.E.M. de una batería de níquel-cadmio cargada es de 1,4 V.

La tabla muestra las características de la batería Edison y la batería de plomo.

Corrosión electroquímica del metal. Protección catódica. Protección anódica. Protección pasiva. Potenciales de electrodos - tabla.

En la gran mayoría de los casos, la corrosión del metal se refiere a la oxidación de un material. En la práctica, el mayor daño lo causan los llamados. Corrosión electroquímica acompañada de transferencia activa de materia. Las superficies metálicas son susceptibles a la destrucción electroquímica (corrosión) cuando entran en contacto con electrolitos (agentes corrosivos). Dichos agentes pueden ser gases atmosféricos, como el aire marino, urbano o industrial (es decir, dióxido de azufre, cloruro de hidrógeno y sulfito, etc.) o líquidos activos: salmueras, álcalis, agua de mar etc. (por ejemplo, huellas de manos sudorosas).

Si se forma un par galvánico como resultado del contacto de un agente corrosivo sobre superficies metálicas, entonces la transferencia de una sustancia de un electrodo del par a otro se intensifica muchas veces. La velocidad de corrosión está determinada por la diferencia en los potenciales de los electrodos del par. Este proceso generalmente se refiere cuando se habla de corrosión electroquímica.

Al tener tendencia a ceder electrones debido al potencial negativo del electrodo, la mayoría de los metales se oxidan durante el proceso de corrosión. Si se aplica un cierto potencial positivo adicional al objeto protegido = se mantiene en él un cierto potencial negativo del orden de una décima de voltio, entonces la probabilidad de una reacción de oxidación cae casi a cero. Este método Por lo general, se entiende por protección cuando se habla de protección catódica.

Si se coloca una cierta cantidad de una sustancia con un potencial de electrodo más bajo (por ejemplo, zinc o magnesio para proteger el hierro) en el punto de probable corrosión, se producirá una reacción de oxidación. Debe garantizarse un buen contacto eléctrico entre este adicional ánodo protector(ánodo de sacrificio) y metal protegido. ¿Has adivinado por qué se galvanizan las tuberías? ¿Qué pasa con las láminas de hierro para tejados? Naturalmente, cuando el ánodo protector se disuelva por completo, todo irá como de costumbre.

Bajo protección pasiva comprender el recubrimiento de la muestra protegida con un dieléctrico para evitar la aparición de un circuito galvánico. Por ejemplo, puedes pintar una estructura metálica. pintura de aceite etc.

Mesa. Potenciales de electrodos estándar de algunas sustancias:

1. Cuanto menor es el potencial del electrodo de un metal, más activo es químicamente, más fácil es oxidarse y más difícil es recuperarse de sus iones. Los metales activos en la naturaleza existen solo en forma de compuestos Na, K, ..., se encuentran en la naturaleza tanto en forma de compuestos como en estado libre de Cu, Ag, Hg; Au, Pt - sólo en estado libre;

2. Los metales que tienen un potencial de electrodo más negativo que el magnesio desplazan el hidrógeno del agua;

3. Los metales en la serie de voltaje hasta el hidrógeno desplazan el hidrógeno de las soluciones de ácidos diluidos (cuyos aniones no presentan propiedades oxidantes);

4. Cada metal de la serie que no se descompone en agua desplaza a los metales que tienen valores de potenciales de electrodo más positivos de las soluciones de sus sales;

5. Cuanto más difieren los metales en los valores de los potenciales de los electrodos, mayor es el valor de la fem. A partir de ellos se construirá una celda galvánica.

La dependencia del potencial del electrodo (E) de la naturaleza del metal, la actividad de sus iones en solución y la temperatura se expresa mediante la ecuación de Nernst.

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

donde E o Me es el potencial del electrodo estándar del metal y Men + es la actividad de los iones metálicos en solución. A una temperatura estándar de 25 o C, para soluciones diluidas, reemplazando la actividad (a) por la concentración (c), el logaritmo neperiano por un decimal y sustituyendo los valores de R, T y F, obtenemos

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Por ejemplo, para un electrodo de zinc colocado en una solución de su sal, la concentración de iones hidratados Zn 2+ × mH 2 O Abreviémoslo como Zn 2+ , entonces

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Si = 1 mol/dm 3, entonces E Zn = E o Zn.

Varios potenciales de electrodos estándar caracterizan cuantitativamente la capacidad reductora de los átomos metálicos y la capacidad oxidante de sus iones.  

Varios potenciales de electrodos estándar permiten resolver el problema de la dirección de aparición espontánea de reacciones redox. Como en el caso general de cualquier reacción química, el factor determinante aquí es el signo del cambio en el potencial isobárico de la reacción. Pero esto significa que el primero de estos sistemas actuará como agente reductor y el segundo como agente oxidante. En interacción directa de sustancias. posible dirección La reacción, por supuesto, será la misma que cuando se lleva a cabo en una celda galvánica.  

Varios potenciales de electrodos estándar permiten resolver el problema de la dirección de aparición espontánea de reacciones redox. Como en el caso general de cualquier reacción química, el factor determinante aquí es el signo del cambio en la energía de Gibbs de la reacción. Pero esto significa que el primero de estos sistemas actuará como agente reductor y el segundo como agente oxidante. En caso de interacción directa de sustancias, la posible dirección de la reacción será, por supuesto, la misma que cuando se lleva a cabo en una celda galvánica.  

Una serie de potenciales de electrodos estándar caracterizan las propiedades químicas de los metales.  

Varios potenciales de electrodos estándar caracterizan Propiedades químicas rieles Se utiliza al considerar la secuencia de descarga de iones durante la electrólisis, así como al describir las propiedades generales de los metales.  

Varios potenciales de electrodos estándar permiten resolver la cuestión de la dirección de aparición espontánea de reacciones oxidantes y no reductoras. Como en el caso general de cualquier reacción química, el factor determinante aquí es el cambio en el potencial isobárico de la reacción. Pero esto significa que el primero de estos sistemas actuará como agente reductor y el segundo como agente oxidante. En caso de interacción directa de sustancias, la posible dirección de la reacción será, por supuesto, la misma que cuando se lleva a cabo en una celda galvánica.  

Varios potenciales de electrodos estándar caracterizan las propiedades químicas de los metales. Se utiliza para determinar la secuencia de descarga de iones durante la electrólisis, así como para describir las propiedades generales de los metales. En este caso, los valores de los potenciales de los electrodos estándar caracterizan cuantitativamente la capacidad reductora de los metales y la capacidad oxidante de sus iones.  

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, h 2 , Cu, Ag, Hg, Au

Cuanto más a la izquierda está un metal en la serie de potenciales de electrodo estándar, más fuerte es el agente reductor, el agente reductor más fuerte es el litio metálico, el oro es el más débil y, por el contrario, el ion oro (III) es el oxidante más fuerte; agente, el litio (I) es el más débil.

Cada metal es capaz de reducir de las sales en solución aquellos metales que se encuentran en la serie de tensiones posteriores a él; por ejemplo, el hierro puede desplazar el cobre de las soluciones de sus sales; Sin embargo, recuerde que los metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionarán directamente con el agua.

Los metales que se encuentran en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno son capaces de desplazarlo de las soluciones de ácidos diluidos y disolverse en ellas.

La actividad reductora de un metal no siempre se corresponde con su posición en la tabla periódica, porque al determinar el lugar de un metal en una serie, no solo se tiene en cuenta su capacidad para donar electrones, sino también la energía gastada en la destrucción del metal. red cristalina del metal, así como la energía gastada en la hidratación de los iones.

Interacción con sustancias simples.

CON oxígeno La mayoría de los metales forman óxidos, anfóteros y básicos:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Los metales alcalinos, a excepción del litio, forman peróxidos:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

CON halógenos Los metales forman sales de ácidos hidrohálicos, por ejemplo.

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

CON hidrógeno Los metales más activos forman hidruros iónicos, sustancias similares a las sales en las que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1.

2Na + H2 = 2NaH.

CON gris Los metales forman sulfuros - sales de ácido sulfhídrico:

CON nitrógeno Algunos metales forman nitruros; la reacción casi siempre ocurre cuando se calientan:

3Mg + N2 = Mg3N2.

CON carbón se forman carburos:

4Al + 3C = Al3C4.

CON fósforo – fosfuros:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Los metales pueden interactuar entre sí, formando compuestos intermetálicos :

2Na + Sb = Na2Sb,

3Cu + Au = Cu3Au.

Los metales pueden disolverse entre sí a altas temperaturas sin reaccionar, formando aleaciones.

Aleaciones

Aleaciones Se denominan sistemas formados por dos o más metales, así como metales y no metales, que tienen propiedades características inherentes únicamente al estado metálico.

Las propiedades de las aleaciones son muy diversas y difieren de las propiedades de sus componentes, por ejemplo, para que el oro se vuelva más duro y más adecuado para la fabricación de joyas, se le agrega plata y una aleación que contiene 40% de cadmio y 60% de bismuto. tiene un punto de fusión de 144 °C, es decir, mucho más bajo que el punto de fusión de sus componentes (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Son posibles los siguientes tipos de aleaciones:

Los metales fundidos se mezclan entre sí en cualquier proporción, disolviéndose entre sí indefinidamente, por ejemplo, Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni y otros. Estas aleaciones tienen una composición homogénea, tienen una alta resistencia química y conducen corriente eléctrica;

Los metales enderezados se mezclan entre sí en cualquier proporción, pero cuando se enfrían se separan y se obtiene una masa formada por cristales individuales de componentes, por ejemplo, Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb y otros.