Systèmes électrochimiques

caractéristiques générales

Électrochimie - une branche de la chimie qui étudie les processus d'apparition de différences de potentiel et de conversion de l'énergie chimique en énergie électrique (cellules galvaniques), ainsi que la mise en œuvre de réactions chimiques dues à la dépense d'énergie électrique (électrolyse). Ces deux procédés, de nature commune, sont largement utilisés dans la technologie moderne.

Les cellules galvaniques sont utilisées comme sources d'énergie autonomes et de petite taille pour les machines, les appareils radio et les appareils de commande. Grâce à l'électrolyse, diverses substances sont obtenues, les surfaces sont traitées et des produits de la forme souhaitée sont créés.

Les processus électrochimiques ne profitent pas toujours aux humains et causent parfois de graves dommages, provoquant une corrosion accrue et la destruction des structures métalliques. Afin d’utiliser habilement les procédés électrochimiques et de lutter contre les phénomènes indésirables, il faut les étudier et pouvoir les réguler.

La cause des phénomènes électrochimiques est le transfert d'électrons ou un changement dans l'état d'oxydation des atomes de substances participant aux processus électrochimiques, c'est-à-dire des réactions redox se produisant dans des systèmes hétérogènes. Dans les réactions redox, les électrons sont directement transférés de l’agent réducteur à l’agent oxydant. Si les processus d'oxydation et de réduction sont spatialement séparés et que les électrons sont dirigés le long d'un conducteur métallique, alors un tel système représentera une cellule galvanique. La raison de l'apparition et du flux du courant électrique dans une cellule galvanique est la différence de potentiel.

Le potentiel de l'électrode. Potentiels des électrodes de mesure

Si vous prenez une plaque de n'importe quel métal et que vous la plongez dans l'eau, les ions de la couche superficielle, sous l'influence des molécules d'eau polaires, se détachent et s'hydratent dans le liquide. À la suite de cette transition, le liquide se charge positivement et le métal négativement, puisqu'un excès d'électrons y apparaît. L’accumulation d’ions métalliques dans le liquide commence à inhiber la dissolution du métal. Un équilibre mobile s’établit

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

L'état d'équilibre dépend à la fois de l'activité du métal et de la concentration de ses ions en solution. Dans le cas des métaux actifs dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène, l'interaction avec les molécules d'eau polaires se termine par la séparation des ions métalliques positifs de la surface et la transition des ions hydratés en solution (Fig. b). Le métal devient chargé négativement. Le processus est l’oxydation. À mesure que la concentration d’ions près de la surface augmente, le processus inverse devient possible : la réduction des ions. L’attraction électrostatique entre les cations en solution et les électrons en excès à la surface forme une double couche électrique. Cela conduit à l'apparition d'une certaine différence de potentiel, ou saut de potentiel, à l'interface entre le métal et le liquide. La différence de potentiel qui apparaît entre un métal et son environnement aqueux est appelée le potentiel de l'électrode. Lorsqu’un métal est immergé dans une solution d’un sel de ce métal, l’équilibre se déplace. L'augmentation de la concentration d'ions d'un métal donné dans la solution facilite le processus de transition des ions de la solution au métal. Les métaux dont les ions ont une capacité importante à passer en solution seront chargés positivement dans une telle solution, mais dans une moindre mesure que dans l'eau pure.

Pour les métaux inactifs, la concentration d’équilibre des ions métalliques en solution est très faible. Si un tel métal est immergé dans une solution d'un sel de ce métal, alors des ions chargés positivement sont libérés sur le métal avec vitesse plus élevée comment les ions se déplacent du métal vers la solution. La surface métallique recevra une charge positive et la solution recevra une charge négative en raison de l'excès d'anions de sel. Et dans ce cas, une double couche électrique apparaît à l’interface métal-solution, d’où une certaine différence de potentiel (Fig. c). Dans le cas considéré, le potentiel de l'électrode est positif.

Riz. Le processus de transition d'un ion d'un métal à une solution :

un équilibre; b- dissolution ; c – dépôt

Le potentiel de chaque électrode dépend de la nature du métal, de la concentration de ses ions dans la solution et de la température. Si un métal est immergé dans une solution de son sel contenant une mole d'ion métallique pour 1 dm 3 (dont l'activité est de 1), alors le potentiel de l'électrode sera une valeur constante à une température de 25 o C et une pression de 1 au m. Ce potentiel est appelé potentiel d'électrode standard (Eo).

Les ions métalliques ayant une charge positive, pénétrant dans la solution et se déplaçant dans le champ potentiel de l'interface métal-solution, dépensent de l'énergie. Cette énergie est compensée par le travail de dilatation isotherme d’une concentration d’ions plus élevée en surface vers une concentration plus faible dans la solution. Les ions positifs s'accumulent dans la couche superficielle jusqu'à une concentration Avec Ô, puis passez en solution, où la concentration d'ions libres Avec. Le travail du champ électrique EnF est égal au travail de dilatation isotherme RTln(с o /с). En assimilant les deux expressions du travail, nous pouvons déduire l’ampleur du potentiel

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

où E est le potentiel métallique, V ; R – constante universelle des gaz, J/mol K ; T – température, K ; n – charge ionique ; F – Numéro Faraday ; с – concentration d'ions libres ;

с о – concentration d'ions dans la couche superficielle.

Il n'est pas possible de mesurer directement la valeur du potentiel, car il est impossible de déterminer expérimentalement la valeur du potentiel. Les valeurs sont déterminées empiriquement potentiels d'électrode par rapport à la valeur de l'autre électrode dont le potentiel est classiquement supposé nul. Une telle électrode étalon ou de référence est électrode à hydrogène normale (n.v.e.) . La structure de l'électrode à hydrogène est représentée sur la figure. Il se compose d'une plaque de platine recouverte de platine déposée électrolytiquement. L'électrode est immergée dans une solution 1M d'acide sulfurique (l'activité des ions hydrogène est de 1 mol/dm3) et est lavée par un courant d'hydrogène gazeux sous une pression de 101 kPa et T = 298 K. Lorsque le platine est saturé d'hydrogène , l'équilibre s'établit sur la surface métallique, le processus global est exprimé par l'équation

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Si une plaque de métal immergée dans une solution 1M d'un sel de ce métal est reliée par un conducteur externe à une électrode à hydrogène standard, et que les solutions sont reliées par une clé électrolytique, alors on obtient une cellule galvanique (Fig. 32). La force électromotrice de cette cellule galvanique sera la quantité potentiel d'électrode standard d'un métal donné (E Ô ).

Schéma de mesure du potentiel d'électrode standard

par rapport à l'électrode à hydrogène

En prenant du zinc dans une solution 1 M de sulfate de zinc comme électrode et en le connectant avec une électrode à hydrogène, on obtient une cellule galvanique dont le circuit s'écrira comme suit :

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

Dans le diagramme, une ligne indique l'interface entre l'électrode et la solution, deux lignes indiquent l'interface entre les solutions. L'anode est inscrite à gauche, la cathode à droite. Dans un tel élément, la réaction Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 a lieu et les électrons traversent le circuit externe du zinc à l'électrode à hydrogène. Potentiel d'électrode standard pour électrode de zinc (-0,76 V).

En prenant une plaque de cuivre comme électrode, dans les conditions spécifiées en combinaison avec une électrode à hydrogène standard, on obtient une cellule galvanique

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

Dans ce cas, la réaction se produit : Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Les électrons se déplacent à travers le circuit externe de l'électrode à hydrogène vers l'électrode à cuivre. Potentiel d'électrode standard de l'électrode de cuivre (+0,34 V).

Une gamme de potentiels d'électrodes standard (tensions). équation de Nernst

En disposant les métaux par ordre croissant de leurs potentiels d'électrode standard, on obtient une série de tensions de Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), ou une série de potentiels d'électrode standard. Les valeurs numériques des potentiels d'électrodes standard pour un certain nombre de métaux techniquement importants sont données dans le tableau.

Plage de contrainte du métal

Un certain nombre de contraintes caractérisent certaines propriétés des métaux :

1. Plus le potentiel d'électrode d'un métal est bas, plus il est chimiquement actif, plus il est facile à oxyder et plus il est difficile de récupérer ses ions. Les métaux actifs dans la nature n'existent que sous forme de composés Na, K, ..., se retrouvent dans la nature aussi bien sous forme de composés qu'à l'état libre de Cu, Ag, Hg ; Au, Pt - uniquement à l'état libre ;

2. Les métaux qui ont un potentiel d’électrode plus négatif que le magnésium déplacent l’hydrogène de l’eau ;

3. Les métaux dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène déplacent l'hydrogène des solutions d'acides dilués (dont les anions ne présentent pas propriétés oxydantes);

4. Chaque métal de la série qui ne décompose pas l'eau déplace les métaux qui ont des valeurs de potentiels d'électrode plus positives des solutions de leurs sels ;

5. Plus les métaux diffèrent dans les valeurs des potentiels d'électrode, plus valeur plus élevée f.e.m. une cellule galvanique sera construite à partir d'eux.

La dépendance du potentiel d'électrode (E) sur la nature du métal, l'activité de ses ions en solution et la température est exprimée par l'équation de Nernst

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

où E o Me est le potentiel d'électrode standard du métal et Men + est l'activité des ions métalliques en solution. A une température standard de 25 o C, pour les solutions diluées, en remplaçant l'activité (a) par la concentration (c), un algorithme naturel décimal et en remplaçant les valeurs de R, T et F, on obtient

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Par exemple, pour une électrode de zinc placée dans une solution de son sel, la concentration en ions hydratés Zn 2+ × mH 2 O Abrégeons-le en Zn 2+ , alors

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

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

Cellules galvaniques, leur force électromotrice

Deux métaux immergés dans des solutions de leurs sels, reliés par un conducteur, forment une cellule galvanique. La première cellule galvanique a été inventée par Alexandre Volt en 1800. La cellule était constituée de plaques de cuivre et de zinc séparées par un tissu imbibé d'une solution d'acide sulfurique. Lorsqu'un grand nombre de plaques sont connectées en série, l'élément Volta a une force électromotrice (fem) importante.

L'apparition d'un courant électrique dans une cellule galvanique est provoquée par la différence des potentiels d'électrode des métaux prélevés et s'accompagne de transformations chimiques se produisant au niveau des électrodes. Considérons le fonctionnement d'une cellule galvanique en utilisant l'exemple d'une cellule cuivre-zinc (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Schéma d'une cellule galvanique cuivre-zinc Daniel-Jacobi

Sur une électrode de zinc immergée dans une solution de sulfate de zinc (c = 1 mol/dm 3), l'oxydation du zinc (dissolution du zinc) se produit Zn o - 2e = Zn 2+. Les électrons entrent dans le circuit externe. Le Zn est une source d'électrons. La source des électrons est considérée comme l’électrode négative – l’anode. Sur une électrode de cuivre immergée dans une solution de sulfate de cuivre (c = 1 mol/dm 3), les ions métalliques sont réduits. Des atomes de cuivre se déposent sur l'électrode Cu 2+ + 2e = Cu o. L'électrode de cuivre est positive. C'est la cathode. Dans le même temps, certains ions SO 4 2- traversent le pont salin dans un récipient contenant une solution de ZnSO 4 . En additionnant les équations des processus se produisant à l'anode et à la cathode, nous obtenons l'équation totale

ou sous forme moléculaire

Il s’agit d’une réaction redox courante se produisant à l’interface métal-solution. L'énergie électrique d'une cellule galvanique est obtenue grâce à réaction chimique. La cellule galvanique considérée peut s'écrire sous la forme d'un bref circuit électrochimique

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

Une condition nécessaire au fonctionnement d'une cellule galvanique est la différence de potentiel, on l'appelle force électromotrice d'une cellule galvanique (fem) . E.m.f. tout élément galvanique en fonctionnement a une valeur positive. Pour calculer la fem. cellule galvanique, il faut soustraire la valeur du potentiel le moins positif de la valeur du potentiel le plus positif. Donc c.e.m. La cellule galvanique cuivre-zinc dans des conditions standard (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) est égale à la différence entre les potentiels d'électrode standard de cuivre (cathode) et de zinc (anode), c'est-à-dire est

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

Lorsqu'il est associé au zinc, l'ion Cu 2+ est réduit.

La différence de potentiel d'électrode nécessaire au fonctionnement peut être créée en utilisant la même solution de concentrations différentes et les mêmes électrodes. Une telle cellule galvanique est appelée concentration , et cela fonctionne en égalisant les concentrations de la solution. Un exemple serait une cellule composée de deux électrodes à hydrogène

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

où c` = `; c`` = ``.

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

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

À с` = 1 mol-ion/dm 3 emf. L'élément est déterminé par la concentration d'ions hydrogène dans la deuxième solution, c'est-à-dire E = 0,059 lgс`` = -0,059 pH.

Détermination de la concentration en ions hydrogène et, par conséquent, du pH du milieu par mesure de la force électromotrice. l'élément galvanique correspondant est appelé potentiométrie.

Batteries

Batteries sont appelées cellules galvaniques à action réutilisable et réversible. Ils sont capables de convertir l'énergie chimique accumulée en énergie électrique lors de la décharge et l'énergie électrique en énergie chimique, créant ainsi une réserve pendant la charge. Depuis l'e.m.f. les batteries sont petites ; pendant le fonctionnement, elles sont généralement connectées aux batteries.

Batterie au plomb . Une batterie au plomb se compose de deux plaques de plomb perforées, dont l'une (négative) après la charge contient une charge - du plomb actif spongieux, et l'autre (positive) - du dioxyde de plomb. Les deux plaques sont immergées dans une solution d'acide sulfurique à 25 - 30 % (Fig. 35). Circuit de batterie

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

Avant le chargement, une pâte contenant, en plus du liant organique, de l'oxyde de plomb PbO, est enduite dans les pores des électrodes de plomb. À la suite de l'interaction de l'oxyde de plomb avec l'acide sulfurique, du sulfate de plomb se forme dans les pores des plaques d'électrode.

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

Les batteries sont chargées en faisant passer du courant électrique

Processus de décharge

Au total, les processus qui se produisent lors de la charge et de la décharge d'une batterie peuvent être représentés comme suit :

Lors du chargement d'une batterie, la densité de l'électrolyte (acide sulfurique) augmente et lors de la décharge, elle diminue. La densité de l'électrolyte détermine le degré de décharge de la batterie. E.m.f. batterie au plomb 2,1 V.

Avantages batterie au plomb - capacité électrique élevée, fonctionnement stable, un grand nombre de cycles (décharge-charge). Défauts - grande masse et, par conséquent, une faible capacité spécifique, un dégagement d'hydrogène lors du chargement et une non-étanchéité en présence d'une solution d'acide sulfurique concentrée. Les piles alcalines sont meilleures à cet égard.

Piles alcalines. Il s'agit notamment des batteries T. Edison cadmium-nickel et fer-nickel.

Circuits de batterie Edison et de batterie au plomb

Ils se ressemblent. La différence réside dans le matériau des plaques d’électrodes négatives. Dans le premier cas, il s’agit de cadmium, dans le second, de fer. L'électrolyte est une solution de KOH ω = 20% . Le plus grand importance pratique avoir des piles au nickel-cadmium. Schéma de la batterie cadmium-nickel

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

Le fonctionnement d'une batterie cadmium-nickel est basé sur une réaction redox impliquant Ni 3+

E.m.f. d'une batterie nickel-cadmium chargée est de 1,4 V.

Le tableau présente les caractéristiques de la batterie Edison et de la batterie au plomb.

Corrosion électrochimique du métal. La protection cathodique. Protection anodique. Protection passive. Potentiels d'électrodes - tableau.

Dans la grande majorité des cas, la corrosion des métaux fait référence à l’oxydation d’un matériau. Dans la pratique, le plus grand mal est causé par ce qu'on appelle. corrosion électrochimique accompagnée d'un transfert actif de matière. Les surfaces métalliques sont susceptibles d'être détruites électrochimiquement (corrosion) lorsqu'elles entrent en contact avec des électrolytes (agents de corrosion). Ces agents peuvent être des gaz atmosphériques, tels que l'air marin, urbain ou industriel (c'est-à-dire le dioxyde de soufre, le chlorure d'hydrogène et les sulfites, etc.) ou des liquides actifs - saumures, alcalis, eau de mer etc. (par exemple, des empreintes de mains moites).

Si un couple galvanique se forme à la suite du contact d'un agent de corrosion sur des surfaces métalliques, le transfert d'une substance d'une électrode du couple à l'autre est plusieurs fois intensifié. Le taux de corrosion est déterminé par la différence des potentiels d'électrode de la paire. Ce processus est généralement entendu lorsqu'on parle de corrosion électrochimique.

Ayant tendance à abandonner des électrons, en raison du potentiel négatif de l’électrode, la plupart des métaux s’oxydent au cours du processus de corrosion. Si un certain potentiel positif supplémentaire est appliqué à l'objet protégé = un certain potentiel négatif de l'ordre du dixième de volt y est maintenu, alors la probabilité d'une réaction d'oxydation tombe presque à zéro. Cette méthode on entend généralement par protection lorsqu'on parle de la protection cathodique.

Si une certaine quantité d'une substance avec un potentiel d'électrode inférieur (par exemple, du zinc ou du magnésium pour protéger le fer) est placée au point de corrosion probable, alors la réaction d'oxydation se produira dessus. Un bon contact électrique doit être assuré entre cet élément supplémentaire anode de protection(anode sacrificielle) et métal protégé. Avez-vous deviné pourquoi les tuyaux sont galvanisés ? Qu’en est-il des tôles pour la toiture ? Naturellement, lorsque l'anode protectrice se dissoudra complètement, tout se passera comme d'habitude.

Sous protection passive comprendre le revêtement de l'échantillon protégé avec un diélectrique pour éviter l'apparition d'un circuit galvanique. Par exemple, vous pouvez peindre une structure métallique peinture à l'huile etc.

Tableau. Potentiels d'électrode standard de certaines substances :

1. Plus le potentiel d'électrode d'un métal est bas, plus il est chimiquement actif, plus il est facile à oxyder et plus il est difficile de récupérer ses ions. Les métaux actifs dans la nature n'existent que sous forme de composés Na, K, ..., se retrouvent dans la nature aussi bien sous forme de composés qu'à l'état libre de Cu, Ag, Hg ; Au, Pt - uniquement à l'état libre ;

2. Les métaux qui ont un potentiel d’électrode plus négatif que le magnésium déplacent l’hydrogène de l’eau ;

3. Les métaux qui se trouvent dans la série de tension avant l'hydrogène déplacent l'hydrogène des solutions d'acides dilués (dont les anions ne présentent pas de propriétés oxydantes) ;

4. Chaque métal de la série qui ne décompose pas l'eau déplace les métaux qui ont des valeurs de potentiel d'électrode plus positives des solutions de leurs sels ;

5. Plus les métaux diffèrent dans les valeurs des potentiels d'électrode, plus la valeur emf est élevée. une cellule galvanique sera construite à partir d'eux.

La dépendance du potentiel d'électrode (E) sur la nature du métal, l'activité de ses ions en solution et la température est exprimée par l'équation de Nernst

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

où E o Me est le potentiel d'électrode standard du métal et Men + est l'activité des ions métalliques en solution. A une température standard de 25 o C, pour les solutions diluées, en remplaçant l'activité (a) par la concentration (c), le logarithme népérien par un décimal et en substituant les valeurs de R, T et F, on obtient

E Me = E o Me + (0,059/n)logс.

Par exemple, pour une électrode de zinc placée dans une solution de son sel, la concentration en ions hydratés Zn 2+ × mH 2 O Abrégeons-le en Zn 2+ , alors

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

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

En disposant les métaux par ordre croissant de leurs potentiels d'électrode standard, on obtient une série de tensions de Nikolai Nikolaevich Beketov (1827-1911), ou une série de potentiels d'électrode standard....

Un certain nombre de potentiels d'électrodes standards caractérisent quantitativement la capacité réductrice des atomes métalliques et la capacité oxydante de leurs ions.   direction possible la réaction sera bien entendu la même que lorsqu'elle est effectuée dans une cellule galvanique.  

Un certain nombre de potentiels d'électrodes standards permettent de résoudre la question du sens d'apparition spontanée des réactions redox. Comme dans le cas général de toute réaction chimique, le facteur déterminant ici est le signe de la variation de l'énergie de Gibbs de la réaction. Mais cela signifie que le premier de ces systèmes agira comme un agent réducteur et le second comme un agent oxydant. En cas d'interaction directe de substances, la direction possible de la réaction sera bien entendu la même que lorsqu'elle est effectuée dans une cellule galvanique.  

Un certain nombre de potentiels d'électrodes standards caractérisent les propriétés chimiques des métaux.  

Un certain nombre de potentiels d'électrodes standards caractérisent Propriétés chimiques les métaux Il est utilisé pour considérer la séquence de décharge ionique pendant l'électrolyse, ainsi que pour décrire les propriétés générales des métaux.  

Un certain nombre de potentiels d'électrodes standards permettent de résoudre la question du sens d'apparition spontanée des réactions oxydantes et non réductrices. Comme dans le cas général de toute réaction chimique, le facteur déterminant ici est la modification du potentiel isobare de la réaction. Mais cela signifie que le premier de ces systèmes agira comme un agent réducteur et le second comme un agent oxydant. En cas d'interaction directe de substances, la direction possible de la réaction sera bien entendu la même que lorsqu'elle est effectuée dans une cellule galvanique.  

Un certain nombre de potentiels d'électrodes standards caractérisent les propriétés chimiques des métaux. Il est utilisé pour déterminer la séquence de décharge des ions lors de l'électrolyse, ainsi que pour décrire les propriétés générales des métaux. Dans ce cas, les valeurs des potentiels d'électrodes standards caractérisent quantitativement la capacité réductrice des métaux et la capacité oxydante de leurs ions.  

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

Plus un métal se trouve à gauche dans la série de potentiels d'électrode standard, plus l'agent réducteur qu'il est est fort ; l'agent réducteur le plus puissant est le lithium métallique, l'or est le plus faible et, à l'inverse, l'ion or (III) est l'oxydant le plus puissant. agent, le lithium (I) est le plus faible.

Chaque métal est capable de réduire des sels en solution les métaux qui se trouvent dans la série de contraintes qui le suivent ; par exemple, le fer peut déplacer le cuivre des solutions de ses sels ; Cependant, n’oubliez pas que les métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent directement avec l’eau.

Les métaux situés dans la série de tensions à gauche de l'hydrogène sont capables de le déplacer des solutions d'acides dilués, tout en s'y dissolvant.

L'activité réductrice d'un métal ne correspond pas toujours à sa position dans le tableau périodique, car lors de la détermination de la place d'un métal dans une série, non seulement sa capacité à donner des électrons est prise en compte, mais aussi l'énergie dépensée pour la destruction du métal. le réseau cristallin du métal, ainsi que l'énergie dépensée pour l'hydratation des ions.

Interaction avec des substances simples

AVEC oxygène La plupart des métaux forment des oxydes - amphotères et basiques :

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Les métaux alcalins, à l'exception du lithium, forment des peroxydes :

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

AVEC halogènes les métaux forment des sels d'acides halohydriques, par exemple,

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

AVEC hydrogène les métaux les plus actifs forment des hydrures ioniques - des substances semblables à du sel dans lesquelles l'hydrogène a un état d'oxydation de -1.

2Na + H2 = 2NaH.

AVEC gris les métaux forment des sulfures - sels d'acide sulfure d'hydrogène :

AVEC azote Certains métaux forment des nitrures ; la réaction se produit presque toujours lorsqu'ils sont chauffés :

3Mg + N2 = Mg3N2.

AVEC carbone des carbures se forment :

4Al + 3C = Al3C4.

AVEC phosphore – les phosphures :

3Ca + 2P = Ca3P2.

Les métaux peuvent interagir les uns avec les autres, formant composés intermétalliques :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu3Au.

Les métaux peuvent se dissoudre les uns dans les autres à des températures élevées sans réagir, formant alliages.

Alliages

Alliages sont appelés systèmes constitués de deux ou plusieurs métaux, ainsi que de métaux et de non-métaux, qui ont des propriétés caractéristiques inhérentes uniquement à l'état métallique.

Les propriétés des alliages sont très diverses et diffèrent des propriétés de leurs composants, par exemple, pour que l'or devienne plus dur et plus adapté à la fabrication de bijoux, on y ajoute de l'argent et un alliage contenant 40 % de cadmium et 60 % de bismuth. a un point de fusion de 144 °C, soit bien inférieur au point de fusion de ses composants (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Les types d'alliages suivants sont possibles :

Les métaux en fusion sont mélangés les uns aux autres dans n'importe quel rapport, se dissolvant indéfiniment les uns dans les autres, par exemple Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni et autres. Ces alliages sont de composition homogène, ont une résistance chimique élevée et conduisent le courant électrique ;

Les métaux redressés sont mélangés les uns aux autres dans n'importe quel rapport, mais lorsqu'ils sont refroidis, ils se séparent et une masse est obtenue, constituée de cristaux individuels de composants, par exemple Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb et autres.