Elektrokemični sistemi

Splošne značilnosti

elektrokemija - veja kemije, ki proučuje procese nastanka potencialnih razlik in pretvorbo kemijske energije v električno energijo (galvanski členi) ter izvajanje kemijskih reakcij zaradi porabe električne energije (elektroliza). Ta dva procesa, ki imata skupno naravo, se pogosto uporabljata v sodobni tehnologiji.

Galvanske celice se uporabljajo kot avtonomni in majhni viri energije za stroje, radiotehnične naprave in krmilne naprave. Z elektrolizo pridobivamo različne snovi, obdelujemo površine in ustvarjamo izdelke želene oblike.

Elektrokemični procesi ne koristijo vedno ljudem, včasih pa povzročajo veliko škodo, povzročajo večjo korozijo in uničenje kovinskih konstrukcij. Da bi lahko spretno uporabljali elektrokemične procese in se borili proti nezaželenim pojavom, jih je treba proučiti in jih znati regulirati.

Vzrok za nastanek elektrokemičnih pojavov je prenos elektronov ali sprememba oksidacijskega stanja atomov snovi, ki sodelujejo v elektrokemičnih procesih, to je redoks reakcije, ki se pojavljajo v heterogenih sistemih. Pri redoks reakcijah se elektroni neposredno prenesejo z redukcijskega sredstva na oksidacijsko sredstvo. Če so procesi oksidacije in redukcije prostorsko ločeni, elektroni pa so usmerjeni vzdolž kovinskega prevodnika, bo tak sistem predstavljal galvanski člen. Vzrok za nastanek in potek električnega toka v galvanskem členu je potencialna razlika.

Potencial elektrode. Merjenje elektrodnih potencialov

Če vzamete ploščo katere koli kovine in jo spustite v vodo, se ioni površinske plasti pod vplivom polarnih molekul vode odcepijo in hidrirajo v tekočino. Zaradi tega prehoda se tekočina nabije pozitivno, kovina pa negativno, saj se na njej pojavi presežek elektronov. Kopičenje kovinskih ionov v tekočini začne zavirati raztapljanje kovine. Vzpostavi se mobilno ravnovesje

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

Stanje ravnotežja je odvisno tako od aktivnosti kovine kot od koncentracije njenih ionov v raztopini. Pri aktivnih kovinah v napetostnem nizu do vodika se interakcija s polarnimi molekulami vode konča z ločitvijo pozitivnih kovinskih ionov s površine in prehodom hidratiranih ionov v raztopino (slika b). Kovina postane negativno nabita. Postopek je oksidacija. Z večanjem koncentracije ionov ob površini postane verjeten obratni proces – redukcija ionov. Elektrostatična privlačnost med kationi v raztopini in presežnimi elektroni na površini tvori dvojno električno plast. To vodi do pojava določene potencialne razlike ali potencialnega skoka na vmesniku med kovino in tekočino. Potencialna razlika, ki nastane med kovino in okoliškim vodnim okoljem, se imenuje potencial elektrode. Ko kovino potopimo v raztopino soli te kovine, se ravnotežje premakne. Povečanje koncentracije ionov določene kovine v raztopini olajša proces prehoda ionov iz raztopine v kovino. Kovine, katerih ioni imajo pomembno sposobnost prehajanja v raztopino, bodo v taki raztopini pozitivno nabite, vendar v manjši meri kot v čisti vodi.

Pri neaktivnih kovinah je ravnotežna koncentracija kovinskih ionov v raztopini zelo majhna. Če takšno kovino potopimo v raztopino soli te kovine, se na kovini sprostijo pozitivno nabiti ioni z večja hitrost kako ioni prehajajo iz kovine v raztopino. Površina kovine bo dobila pozitiven naboj, raztopina pa negativen naboj zaradi presežka anionov soli. In v tem primeru se na vmesniku kovina-raztopina pojavi električna dvojna plast, torej določena potencialna razlika (slika c). V obravnavanem primeru je potencial elektrode pozitiven.

riž. Postopek prehoda iona iz kovine v raztopino:

a – ravnovesje; b – raztapljanje; c – odlaganje

Potencial vsake elektrode je odvisen od narave kovine, koncentracije njenih ionov v raztopini in temperature. Če kovino potopimo v raztopino njene soli, ki vsebuje en mol kovinskega iona na 1 dm 3 (katere aktivnost je 1), bo potencial elektrode konstanten pri temperaturi 25 o C in tlaku 1 bankomat Ta potencial se imenuje standardni potencial elektrode (E o).

Kovinski ioni s pozitivnim nabojem, ki prodrejo v raztopino in se gibljejo v potencialnem polju vmesnika kovina-raztopina, porabijo energijo. Ta energija se kompenzira z delom izotermnega raztezanja od višje koncentracije ionov na površini do nižje v raztopini. Pozitivni ioni se kopičijo v površinski plasti do koncentracije z O, nato pa gredo v raztopino, kjer je koncentracija prostih ionov z. Delo električnega polja EnF je enako izotermnemu delu raztezanja RTln(с o /с). Z enačenjem obeh delovnih izrazov lahko izpeljemo potencialno vrednost

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

kjer je E kovinski potencial, V; R – univerzalna plinska konstanta, J/mol K; T – temperatura, K; n – naboj iona; F – Faradayevo število; с – koncentracija prostih ionov;

с о – koncentracija ionov v površinski plasti.

Vrednosti potenciala ni mogoče neposredno izmeriti, saj je vrednosti potenciala nemogoče eksperimentalno določiti. Vrednosti so določene empirično elektrodnih potencialov glede na vrednost druge elektrode, katere potencial običajno velja za nič. Takšna standardna ali referenčna elektroda je normalna vodikova elektroda (n.v.e.) . Struktura vodikove elektrode je prikazana na sliki. Sestavljen je iz platinaste plošče, prevlečene z elektrolitsko naneseno platino. Elektrodo potopimo v 1 M raztopino žveplove kisline (aktivnost vodikovih ionov je 1 mol/dm3) in jo speremo s tokom plinastega vodika pod tlakom 101 kPa in T = 298 K. Ko je platina nasičena z vodik se vzpostavi ravnovesje na kovinski površini, celoten proces je izražen z enačbo

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Če kovinsko ploščo, potopljeno v 1 M raztopino soli te kovine, z zunanjim vodnikom povežemo s standardno vodikovo elektrodo, raztopini pa povežemo z elektrolitskim ključem, dobimo galvanski člen (slika 32). Elektromotorna sila tega galvanskega člena bo količina standardni elektrodni potencial dane kovine (E O ).

Shema za merjenje standardnega elektrodnega potenciala

glede na vodikovo elektrodo

Če vzamemo cink v 1 M raztopini cinkovega sulfata kot elektrodo in jo povežemo z vodikovo elektrodo, dobimo galvansko celico, katere vezje bo zapisano na naslednji način:

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

Na diagramu ena črta označuje vmesnik med elektrodo in raztopino, dve črti pa vmesnik med raztopinama. Na levi je napisana anoda, na desni katoda. V takem elementu poteka reakcija Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 in elektroni prehajajo skozi zunanji tokokrog od cinkove do vodikove elektrode. Standardni potencial elektrode za cinkovo ​​elektrodo (-0,76 V).

Če za elektrodo vzamemo bakreno ploščo, pod določenimi pogoji v kombinaciji s standardno vodikovo elektrodo dobimo galvanski člen

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

V tem primeru pride do reakcije: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektroni se premikajo skozi zunanji tokokrog od vodikove elektrode do bakrene elektrode. Standardni elektrodni potencial bakrene elektrode (+0,34 V).

Število standardnih elektrodnih potencialov (napetosti). Nernstova enačba

Z razporeditvijo kovin v naraščajočem vrstnem redu njihovih standardnih elektrodnih potencialov dobimo niz napetosti Nikolaja Nikolajeviča Beketova (1827-1911) ali niz standardnih elektrodnih potencialov. Številčne vrednosti standardnih elektrodnih potencialov za številne tehnično pomembne kovine so podane v tabeli.

Razpon kovinskih napetosti

Nekatere lastnosti kovin označujejo številne napetosti:

1. Nižji kot je potencial elektrode kovine, bolj je kemično aktivna, lažje oksidira in težje se obnovi iz njenih ionov. Aktivne kovine v naravi obstajajo samo v obliki spojin Na, K, ..., v naravi jih najdemo tako v obliki spojin kot v prostem stanju Cu, Ag, Hg; Au, Pt - samo v prostem stanju;

2. Kovine, ki imajo bolj negativen elektrodni potencial kot magnezij, izpodrivajo vodik iz vode;

3. Kovine v napetostnem nizu do vodika izpodrivajo vodik iz raztopin razredčenih kislin (katerih anioni ne kažejo oksidativne lastnosti);

4. Vsaka kovina v seriji, ki ne razgradi vode, izpodriva kovine, ki imajo bolj pozitivne vrednosti elektrodnih potencialov iz raztopin njihovih soli;

5. Več ko se kovine razlikujejo v vrednostih elektrodnih potencialov, tem višja vrednost e.m.f. bo imel iz njih sestavljen galvanski člen.

Odvisnost potenciala elektrode (E) od narave kovine, aktivnosti njenih ionov v raztopini in temperature je izražena z Nernstovo enačbo

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

kjer je E o Me standardni elektrodni potencial kovine, Men + pa aktivnost kovinskih ionov v raztopini. Pri standardni temperaturi 25 o C, za razredčene raztopine, z zamenjavo aktivnosti (a) s koncentracijo (c), naravni logaritem decimalno in nadomestimo vrednosti R, T in F, dobimo

E Me = E o Me + (0,059/n) logс.

Na primer, za cinkovo ​​elektrodo, postavljeno v raztopino njene soli, je koncentracija hidratiranih ionov Zn 2+ × mH 2 O Okrajšajmo ga torej kot Zn 2+

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

Če je = 1 mol/dm 3, potem je E Zn = E o Zn.

Galvanski členi, njihova elektromotorna sila

Dve kovini, potopljeni v raztopino svojih soli, povezani z vodnikom, tvorita galvanski člen. Prvi galvanski člen je izumil Alexander Volt leta 1800. Celica je bila sestavljena iz bakrenih in cinkovih plošč, ločenih s krpo, namočeno v raztopino žveplove kisline. Ko je veliko število plošč zaporedno povezanih, ima element Volta pomembno elektromotorno silo (emf).

Pojav električnega toka v galvanskem členu je posledica razlike v elektrodnih potencialih vzetih kovin in ga spremljajo kemične transformacije, ki se pojavljajo na elektrodah. Oglejmo si delovanje galvanskega člena na primeru bakreno-cinkovega člena (J. Daniel - B.S. Jacobi).

Diagram bakreno-cinkovega Daniel-Jacobijevega galvanskega člena

Na cinkovi elektrodi, potopljeni v raztopino cinkovega sulfata (c = 1 mol/dm 3), pride do oksidacije cinka (raztapljanja cinka) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektroni vstopijo v zunanje vezje. Zn je vir elektronov. Za vir elektronov se šteje negativna elektroda – anoda. Na bakreni elektrodi, potopljeni v raztopino bakrovega sulfata (c = 1 mol/dm3), pride do redukcije kovinskih ionov. Atomi bakra se nanesejo na elektrodo Cu 2+ + 2e = Cu o. Bakrena elektroda je pozitivna. To je katoda. Hkrati nekaj ionov SO 4 2- preide skozi solni most v posodo z raztopino ZnSO 4 . Če seštejemo enačbe procesov, ki potekajo na anodi in katodi, dobimo skupno enačbo

ali v molekularni obliki

To je pogosta redoks reakcija, ki se pojavi na meji med kovino in raztopino. Električno energijo galvanski člen pridobi zaradi kemična reakcija. Obravnavani galvanski člen lahko zapišemo v obliki kratkega elektrokemijskega kroga

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

Nujen pogoj za delovanje galvanske celice je potencialna razlika, imenovana elektromotorna sila galvanskega člena (emf) . E.m.f. vsak delujoč galvanski element ima pozitivno vrednost. Za izračun emf. galvanskega členka, je potrebno vrednost manj pozitivnega potenciala odšteti od vrednosti bolj pozitivnega potenciala. Torej e.m.f. baker-cinkov galvanski člen pri standardnih pogojih (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) je enaka razliki med standardnima elektrodnima potencialoma bakra (katoda) in cinka (anoda), tj. je

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

V kombinaciji s cinkom se ion Cu 2+ zmanjša.

Razliko v elektrodnih potencialih, potrebnih za delovanje, je mogoče ustvariti z isto raztopino različnih koncentracij in enakimi elektrodami. Takšen galvanski člen imenujemo koncentracija , deluje pa tako, da izenači koncentracije raztopine. Primer bi bila celica, sestavljena iz dveh vodikovih elektrod

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

kjer je c` = `; c`` = ``.

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

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

Pri s` = 1 mol-ion/dm 3 emf. element je določen s koncentracijo vodikovih ionov v drugi raztopini, to je E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Določanje koncentracije vodikovih ionov in posledično pH medija z merjenjem emf. ustrezen galvanski element imenujemo potenciometrija.

Baterije

Baterije se imenujejo galvanski členi večkratnega in reverzibilnega delovanja. Sposobni so pretvoriti akumulirano kemično energijo v električno med praznjenjem in električno energijo v kemično ter ustvariti rezervo med polnjenjem. Ker je e.m.f. baterije so majhne, ​​med delovanjem so običajno povezane v baterije.

Svinčev akumulator . Svinčeno-kislinska baterija je sestavljena iz dveh perforiranih svinčenih plošč, od katerih ena (negativna) po polnjenju vsebuje polnilo - gobast aktivni svinec, druga (pozitivna) pa - svinčev dioksid. Obe plošči potopimo v 25 - 30% raztopino žveplove kisline (slika 35). Baterijski krog

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

Pred polnjenjem v pore svinčenih elektrod vmažemo pasto, ki vsebuje poleg organskega veziva še svinčev oksid PbO. Kot posledica interakcije svinčevega oksida z žveplovo kislino se v porah elektrodnih plošč tvori svinčev sulfat.

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

Baterije se polnijo s prehajanjem električnega toka

Postopek praznjenja

Skupaj lahko procese, ki se pojavijo pri polnjenju in praznjenju baterije, predstavimo na naslednji način:

Pri polnjenju akumulatorja se gostota elektrolita (žveplove kisline) poveča, pri praznjenju pa zmanjša. Gostota elektrolita določa stopnjo izpraznjenosti baterije. E.m.f. svinčena baterija 2,1 V.

Prednosti svinčeno-kislinska baterija - visoka električna kapaciteta, stabilno delovanje, veliko število ciklov (praznjenje-polnjenje). Napake - velika masa in posledično nizko specifično kapaciteto, razvijanje vodika med polnjenjem in neprepustnost v prisotnosti koncentrirane raztopine žveplove kisline. Alkalne baterije so v tem pogledu boljše.

Alkalne baterije. Sem spadajo kadmij-nikelj in železo-nikelj baterije T. Edison.

Edisonova baterija in svinčena baterijska vezja

Med seboj so podobni. Razlika je v materialu plošč negativne elektrode. V prvem primeru so to kadmij, v drugem pa železo. Elektrolit je raztopina KOH ω = 20 % . Največji praktični pomen imajo nikelj-kadmijeve baterije. Diagram kadmij-nikelj baterije

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

Delovanje kadmij-nikljeve baterije temelji na redoks reakciji, ki vključuje Ni 3+

E.m.f. napolnjene nikelj-kadmijeve baterije je 1,4 V.

Tabela prikazuje značilnosti Edisonove baterije in svinčene baterije.

Elektrokemična korozija kovin. Katodna zaščita. Anodna zaščita. Pasivna zaščita. Potenciali elektrod - tabela.

V veliki večini primerov se kovinska korozija nanaša na oksidacijo materiala. V praksi največ škode povzročajo t.i. elektrokemična korozija, ki jo spremlja aktivni prenos snovi. Kovinske površine so dovzetne za elektrokemično uničenje (korozija), ko pridejo v stik z elektroliti (sredstvi za korozijo). Takšna sredstva so lahko atmosferski plini, kot je morski, mestni ali industrijski zrak (tj. žveplov dioksid, vodikov klorid in sulfit itd.) ali aktivne tekočine - slanice, alkalije, morska voda itd. (na primer prepoteni odtisi rok).

Če nastane galvanski par kot posledica stika korozijskega sredstva s kovinskimi površinami, se prenos snovi z ene elektrode para na drugo večkrat poveča. Hitrost korozije je določena z razliko v elektrodnem potencialu para. Ta proces je običajno mišljen, ko govorimo o elektrokemična korozija.

Zaradi nagnjenosti k oddaji elektronov zaradi negativnega elektrodnega potenciala večina kovin oksidira med procesom korozije. Če se na zaščiteni objekt uporabi določen dodatni pozitivni potencial = na njem se vzdržuje določen negativni potencial reda desetinke volta, potem verjetnost oksidacijske reakcije pade skoraj na nič. Ta metoda ko govorimo o zaščiti, je običajno mišljeno katodna zaščita.

Če na mesto verjetne korozije položimo določeno količino snovi z nižjim elektrodnim potencialom (na primer cink ali magnezij za zaščito železa), potem bo na njem potekala oksidacijska reakcija. Med tem dodatnim elementom mora biti zagotovljen dober električni stik zaščitna anoda(žrtvovalna anoda) in zaščitena kovina. Ste uganili, zakaj so cevi pocinkane? Kaj pa železne pločevine za kritino? Seveda, ko se zaščitna anoda popolnoma raztopi, bo vse potekalo kot običajno.

Pod pasivna zaščita razumeti prevleko zaščitenega vzorca z dielektrikom za preprečitev nastanka galvanskega kroga. Na primer, lahko barvate kovinsko konstrukcijo oljna barva itd.

Tabela. Standardni elektrodni potenciali nekaterih snovi:

1. Nižji kot je potencial elektrode kovine, bolj je kemično aktivna, lažje oksidira in težje se obnovi iz njenih ionov. Aktivne kovine v naravi obstajajo samo v obliki spojin Na, K, ..., v naravi jih najdemo tako v obliki spojin kot v prostem stanju Cu, Ag, Hg; Au, Pt - samo v prostem stanju;

2. Kovine, ki imajo bolj negativen elektrodni potencial kot magnezij, izpodrivajo vodik iz vode;

3. Kovine, ki so v napetostnem nizu pred vodikom, izpodrivajo vodik iz raztopin razredčenih kislin (katerih anioni nimajo oksidativnih lastnosti);

4. Vsaka kovina v seriji, ki ne razgradi vode, izpodriva kovine, ki imajo bolj pozitivne vrednosti elektrodnih potencialov iz raztopin njihovih soli;

5. Bolj ko se kovine razlikujejo v vrednostih elektrodnih potencialov, večja je vrednost emf. bo imel iz njih sestavljen galvanski člen.

Odvisnost potenciala elektrode (E) od narave kovine, aktivnosti njenih ionov v raztopini in temperature je izražena z Nernstovo enačbo

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

kjer je E o Me standardni elektrodni potencial kovine, Men + pa aktivnost kovinskih ionov v raztopini. Pri standardni temperaturi 25 o C za razredčene raztopine, z zamenjavo aktivnosti (a) s koncentracijo (c), naravnega logaritma z decimalnim in nadomestitvijo vrednosti R, T in F, dobimo

E Me = E o Me + (0,059/n) logс.

Na primer, za cinkovo ​​elektrodo, postavljeno v raztopino njene soli, je koncentracija hidratiranih ionov Zn 2+ × mH 2 O Okrajšajmo ga torej kot Zn 2+

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

Če je = 1 mol/dm 3, potem je E Zn = E o Zn.

Z razporeditvijo kovin v naraščajočem vrstnem redu njihovih standardnih elektrodnih potencialov dobimo niz napetosti Nikolaja Nikolajeviča Beketova (1827-1911) ali niz standardnih elektrodnih potencialov....

Številni standardni elektrodni potenciali kvantitativno označujejo redukcijsko sposobnost kovinskih atomov in oksidacijsko sposobnost njihovih ionov.   možna smer reakcija bo seveda enaka kot pri izvedbi v galvanskem členu.  

Številni standardni elektrodni potenciali omogočajo rešitev vprašanja smeri spontanega poteka redoks reakcij. Kot v splošnem primeru vsake kemijske reakcije je tudi tukaj odločilni dejavnik predznak spremembe Gibbsove energije reakcije. Toda to pomeni, da bo prvi od teh sistemov deloval kot redukcijsko sredstvo, drugi pa kot oksidacijsko sredstvo. Pri neposredni interakciji snovi bo možna smer reakcije seveda enaka, kot če poteka v galvanskem členu.  

Številni standardni elektrodni potenciali označujejo kemijske lastnosti kovin.  

Značilno je več standardnih elektrodnih potencialov kemijske lastnosti kovine Uporablja se pri obravnavi zaporedja praznjenja ionov med elektrolizo, pa tudi pri opisovanju splošnih lastnosti kovin.  

Številni standardni elektrodni potenciali omogočajo rešitev vprašanja smeri spontanega poteka oksidacijskih in neredukcijskih reakcij. Kot v splošnem primeru vsake kemijske reakcije je tudi tukaj odločilni dejavnik sprememba izobaričnega potenciala reakcije. Toda to pomeni, da bo prvi od teh sistemov deloval kot redukcijsko sredstvo, drugi pa kot oksidant. Pri neposredni interakciji snovi bo možna smer reakcije seveda enaka kot pri galvanskem členu.  

Številni standardni elektrodni potenciali označujejo kemijske lastnosti kovin. Uporablja se za določanje zaporedja praznjenja ionov med elektrolizo, pa tudi za opis splošnih lastnosti kovin. V tem primeru vrednosti standardnih elektrodnih potencialov kvantitativno označujejo redukcijsko sposobnost kovin in oksidacijsko sposobnost njihovih ionov.  

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

Bolj kot je kovina levo v nizu standardnih elektrodnih potencialov, močnejši reducent je kovinski litij, zlato je najšibkejše in, nasprotno, ion zlata (III) je najmočnejši oksidant; sredstvo, litij (I) je najšibkejši.

Vsaka kovina je sposobna reducirati iz soli v raztopini tiste kovine, ki so v nizu napetosti za njo; na primer, železo lahko izpodrine baker iz raztopin svojih soli. Vendar ne pozabite, da bodo alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine reagirale neposredno z vodo.

Kovine, ki stojijo v napetostnem nizu levo od vodika, ga lahko izpodrinejo iz raztopin razredčenih kislin in se v njih raztopijo.

Redukcijska aktivnost kovine ne ustreza vedno njenemu položaju v periodnem sistemu, saj se pri določanju mesta kovine v nizu ne upošteva le njena sposobnost oddajanja elektronov, temveč tudi energija, porabljena za uničenje kovine. kovinsko kristalno mrežo, pa tudi energijo, porabljeno za hidratacijo ionov.

Interakcija s preprostimi snovmi

Z kisik Večina kovin tvori okside - amfoterne in bazične:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

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

Alkalijske kovine, razen litija, tvorijo perokside:

2Na + O 2 = Na 2 O 2.

Z halogeni kovine tvorijo soli halogenovodikovih kislin, npr.

Cu + Cl 2 = CuCl 2.

Z vodik najbolj aktivne kovine tvorijo ionske hidride - soli podobne snovi, v katerih ima vodik oksidacijsko stopnjo -1.

2Na + H2 = 2NaH.

Z siva kovine tvorijo sulfide - soli vodikove sulfidne kisline:

Z dušik Nekatere kovine tvorijo nitride, reakcija se skoraj vedno pojavi pri segrevanju:

3Mg + N2 = Mg3N2.

Z ogljik nastajajo karbidi:

4Al + 3C = Al 3 C 4.

Z fosfor – fosfidi:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Kovine lahko medsebojno delujejo in tvorijo intermetalne spojine :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Kovine se lahko pri visokih temperaturah raztopijo ena v drugo, ne da bi reagirale, se oblikovale zlitine.

Zlitine

Zlitine se imenujejo sistemi, sestavljeni iz dveh ali več kovin, pa tudi kovin in nekovin, ki imajo značilne lastnosti, značilne samo za kovinsko stanje.

Lastnosti zlitin so zelo raznolike in se razlikujejo od lastnosti njihovih sestavin, na primer, da zlato postane trše in primernejše za izdelavo nakita, mu dodajo srebro in zlitino, ki vsebuje 40% kadmija in 60% bizmuta. ima tališče 144 °C, kar je precej nižje od tališča njegovih komponent (Cd 321 °C, Bi 271 °C).

Možne so naslednje vrste zlitin:

Staljene kovine se mešajo med seboj v poljubnem razmerju in se med seboj raztapljajo za nedoločen čas, na primer Ag-Au, Ag-Cu, Cu-Ni in druge. Te zlitine so homogene po sestavi, imajo visoko kemično odpornost in prevajajo električni tok;

Poravnane kovine se med seboj pomešajo v poljubnem razmerju, ko pa se ohladijo, se ločijo in dobimo maso, sestavljeno iz posameznih kristalov komponent, na primer Pb-Sn, Bi-Cd, Ag-Pb in drugih.